UNIDAD 1 - QUÍMICA
Acciones de aprendizaje Unidad 1
Al finalizar esta unidad usted podrá:
- Explicar cómo es posible modificar la velocidad de una reacción.
- Predecir la entalpía de una reacción.
- Reconocer las condiciones para controlar la velocidad de los cambios químicos.
- Analizar el papel de los catalizadores en reacciones de interés biológico e industrial.
Cinética QuímicaLa cinética química es el área de la química que tiene relación con la rapidez o velocidad, con que ocurre una reacción química. La palabra “cinética” sugiere movimiento o cambio; la energía cinética se define como la energía debida al movimiento de un objeto. En este caso cinética se refiere a la velocidad de reacción, que es el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto del tiempo (M/s).
Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general.
reactivos → productos
Esta ecuación expresa que durante el transcurso de una reacción los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como resultado es posible seguir el progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los reactivos o el aumento en la concentración de los productos.
Velocidad de reacción
Es la variación en la cantidad de sustancia por unidad de volumen y por unidad de tiempo, por lo que presenta unidades de moles x litro x s-1, es decir, M/s. Se puede medir a partir de la cantidad de reactivo que desaparece o a partir de la cantidad de producto que se forma.
Ejemplo: Cuando el magnesio (Mg) reacciona con el ácido clorhídrico, según la ecuación:
2HCl(ac) + Mg → MgCl2(ac) + H2(g)
Descomposición del peróxido de hidrogeno
Si uno de los productos o reactivos es un gas se puede utilizar el manómetro para encontrar la velocidad de reacción. Considere la descomposición del peróxido de hidrógeno a 20ºC:2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g)
En este caso la velocidad de descomposición se determina midiendo la velocidad de formación del oxígeno mediante un manómetro. La presión del oxígeno puede convertirse fácilmente en concentración utilizando la ecuación de los gases ideales:
PV=nRT
donde n/V proporciona la molaridad del oxígeno gaseoso. Al reacomodar la ecuación se obtiene
La velocidad de la reacción, que está dada por la velocidad de producción de oxígeno, ahora se puede escribir como
Velocidad de reacción y estequiometriaSe ha notado que para reacciones con estequiometría sencilla como el tipo A → B, la velocidad se expresa ya sea en términos de disminución de la concentración del reactivo con el tiempo, -∆[A]/∆t, o bien como el aumento de la concentración del producto con el tiempo, ∆[B]/∆t. Para reacciones más complejas se debe ser muy precavido para escribir la expresión de la velocidad, Por ejemplo, la reacción
2A → B
Desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma, es decir, la velocidad de desaparición de A es el doble de rápida que la velocidad de aparición de B. La velocidad se expresa como
En general, para la reacción
aA + bB → cC + dD
La velocidad está dada por
La teoría de colisiones
Según la teoría cinético molecular, las partículas que conforman una sustancia serán átomos, moléculas o iones, presentan cierta energía cinética que les confiere movimiento. Este movimiento constante hace que las partículas colisionen entre sí. En 1918, William Lewis, Max Trauz y otros científicos propusieron que para que una reacción sucediera, las partículas de los reactantes debían colisionar unas con otras. La asunción de que las reacciones químicas se presentan por colisión entre las partículas de los reactantes es abordada por la teoría de colisiones. Con base en esta teoría se puede explicar el porqué de la alta concentración de los reactivos, el mayor grado de división de los sólidos participantes y las altas temperaturas del sistema aumentan la velocidad de una reacción química.
La energía de activación
A lo largo del proceso de transformación que implica una reacción química se presentan diferentes etapas: en una primera etapa se rompen los enlaces que unen a las partículas de los reactivos, luego, en una segunda etapa, las partículas pasan a un estado de transición y, en la etapa final, se establecen los enlaces definitivos que forman el producto. La energía de activación (Ea) es la barrera energética que deben superar los reactivos para transformarse en productos y corresponde a la diferencia entre la energía de los reactivos y la energía del complejo activado en una reacción directa.
Ley de la Velocidad
Es una expresión que relaciona el cambio en la concentración de los reactivos con la velocidad de reacción. La ley de velocidad se determina experimentalmente de dos maneras. Por un lado, se mide la concentración de un reactivo en diferentes tiempos durante la reacción, de otra forma, se realizan varios experimentos en los que se varía la concentración inicial del o los reactivos y se mide la velocidad inicial de la reacción. Para una reacción hipotética aA + bB → cC + dD la ley de velocidad se puede expresar de la siguiente manera:
v = k [A]m[B]n
En la cual v es la velocidad de reacción en unidades molar/segundo (M/s), k es la constante de velocidad, [A] y [B] son las concentraciones de A y B, y, m y n son números enteros denominados órdenes parciales de la reacción. Se dice entonces que la reacción es de orden m con respecto al reactivo A y de orden n con respecto al reactivo B. Note que m + n corresponde al orden global de la reacción. Si se conocen los valores de m, n y k, se puede calcular el valor de la velocidad, si se saben las concentraciones iniciales de A y B. Si no se conocen los órdenes parciales de reacción, estos se deben hallar experimentalmente. Para esto se mantiene constante la concentración de un reactivo y se varía la concentración del otro y viceversa, y, para cada caso, se determina la velocidad inicial de reacción. Luego, con estos datos se calculan las órdenes parciales de reacción.
Factores que afectan la velocidad de reacción
De acuerdo con la teoría de colisiones, cualquier condición que afecte la ocurrencia de colisiones efectivas entre las partículas de los reactantes modifica la velocidad de reacción. Experimentalmente, se ha establecido que los principales factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas son:
Estado de agregación de la materia y la concentración de los reactivos
La velocidad de reacción depende del estado físico de la materia en que se encuentren los reactivos. En estado gaseosos, las partículas presentan más energía cinética que les confiere mayor rapidez, lo que incrementa el número de colisiones entre ellas y, con esto, la probabilidad de que los reactivos se transformen en productos y aumente así la velocidad de reacción. Para el caso particular de los gases se debe tener en cuenta que estos se pueden comprimir, de manera que, ante el aumento de la presión sobre ellos, se presenta una disminución del volumen que hace que las partículas se aproximen más y aumente la frecuencia de las colisiones, con el consecuente incremento de la velocidad de reacción. Las soluciones o las sustancias líquidas presentan una menor velocidad de reacción de gases. Esto se debe a que sus partículas, que se deslizan unas sobre otras, no tienen tanta libertad para moverse y encontrarse en el espacio para colisionar como sí lo hacen los gases. Esto les confiere a los líquidos velocidades de reacción intermedias.
El grado de división
Es una medida de qué tan particulares se encuentran las sustancias reactivas y es especialmente relevante para los sólidos.
Ejemplo: Imagine que tiene un bloque de concreto con seis caras en contacto con el aire y lo parte por la mitad. Ahora, en esta nueva condición el mismo bloque de concreto tiene dos caras más en contacto con el aire, es decir, existe una mayor superficie de contacto. De esta manera, cuanto mayor es el grado de división de los reactantes, hay más superficie de contacto con partículas que pueden colisionar entre sí, lo que explica el incremento de la velocidad de reacción cuando los reactivos son triturados.
La temperatura
Al aumentar la temperatura de un sistema las partículas reactivas adquieren más energía cinética, lo que provoca que se desplacen con mayor rapidez, lo que resulta en una mayor cantidad de colisiones. La relación entre la velocidad de reacción y la temperatura fue establecida por Svante Arrhenius en 1889, por medio de la expresión k=AeEa/Rt. En la que A se denomina factor de frecuencia, e indica la función exponencial, Ea es la energía de activación, T es la temperatura en Kelvin y R es la constante universal de los gases (8,314JK-1mol-1).
Los catalizadores
Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción química al modificar su energía de activación. No forma parte de los reactantes ni de los productos y no experimenta cambios químicos en el proceso, por lo que al final de la reacción se puede recuperar inalterado.
Ejemplo: En la preparación de oxígeno molecular en el laboratorio se calienta una muestra de clorato de potasio. La reacción es
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
Convertidores catalíticos
Durante muchos años, a los fabricantes se les ha solicitado incluir convertidores catalíticos en los motores de los automóviles. Cuando la gasolina se quema, los productos que se encuentran en el escape de un automóvil contienen altos niveles de contaminantes. Estos incluyen monóxido de carbono (CO) de la combustión incompleta, hidrocarburos como C7H16 del combustible no quemado y óxido de nitrógeno (NO) de la reacción de N2 y O2 a las altas temperaturas que se alcanzan dentro del motor. El monóxido de carbono es tóxico y el óxido de nitrógeno participa en la formación de esmog y lluvia ácida.
El propósito de un convertidor catalítico es bajar la energía de activación para las reacciones que convierten cada uno de estos contaminantes en sustancias como CO2, N2, O2 y H2O, que ya están presentes en la atmósfera.
2CO(g) + O2(g) ➝ 2CO2(g)
C7H16(g) + 11O2(g) ➝ 7CO2(g) + 8H2O(g)
2NO(g) ➝ N2(g) + O2(g)
Un convertidor catalítico consiste de catalizadores de partículas sólidas, como platino (Pt) y paladio (Pd), en un panal cerámico que proporciona un área superficial grande y facilita el contacto con los contaminantes. Conforme los contaminantes pasan a través del convertidor, reaccionan con los catalizadores. En la actualidad todos usamos gasolina sin plomo porque éste interfiere con la capacidad de reaccionar de los catalizadores de Pt y Pd en el convertidor con los contaminantes
2NO(g) ➝ N2(g) + O2(g)
NO absorbido en el catalizador NO se disocia
Superficie del catalizador metálico (Pt, Pd)
2CO(g) + O2(g) ➝ 2CO2(g)
CO y O2 absorbidos en el catalizador O2 se disocia
Superficie del catalizador metálico (Pt, Pd)
reactivos → productos
Esta ecuación expresa que durante el transcurso de una reacción los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como resultado es posible seguir el progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los reactivos o el aumento en la concentración de los productos.
Velocidad de reacción
Es la variación en la cantidad de sustancia por unidad de volumen y por unidad de tiempo, por lo que presenta unidades de moles x litro x s-1, es decir, M/s. Se puede medir a partir de la cantidad de reactivo que desaparece o a partir de la cantidad de producto que se forma.
Ejemplo: Cuando el magnesio (Mg) reacciona con el ácido clorhídrico, según la ecuación:
2HCl(ac) + Mg → MgCl2(ac) + H2(g)
Descomposición del peróxido de hidrogeno
2H2O2(ac) → 2H2O(l) + O2(g)
En este caso la velocidad de descomposición se determina midiendo la velocidad de formación del oxígeno mediante un manómetro. La presión del oxígeno puede convertirse fácilmente en concentración utilizando la ecuación de los gases ideales:
PV=nRT
donde n/V proporciona la molaridad del oxígeno gaseoso. Al reacomodar la ecuación se obtiene
La velocidad de la reacción, que está dada por la velocidad de producción de oxígeno, ahora se puede escribir como
Se ha notado que para reacciones con estequiometría sencilla como el tipo A → B, la velocidad se expresa ya sea en términos de disminución de la concentración del reactivo con el tiempo, -∆[A]/∆t, o bien como el aumento de la concentración del producto con el tiempo, ∆[B]/∆t. Para reacciones más complejas se debe ser muy precavido para escribir la expresión de la velocidad, Por ejemplo, la reacción
2A → B
Desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma, es decir, la velocidad de desaparición de A es el doble de rápida que la velocidad de aparición de B. La velocidad se expresa como
En general, para la reacción
aA + bB → cC + dD
La velocidad está dada por
La teoría de colisiones
Según la teoría cinético molecular, las partículas que conforman una sustancia serán átomos, moléculas o iones, presentan cierta energía cinética que les confiere movimiento. Este movimiento constante hace que las partículas colisionen entre sí. En 1918, William Lewis, Max Trauz y otros científicos propusieron que para que una reacción sucediera, las partículas de los reactantes debían colisionar unas con otras. La asunción de que las reacciones químicas se presentan por colisión entre las partículas de los reactantes es abordada por la teoría de colisiones. Con base en esta teoría se puede explicar el porqué de la alta concentración de los reactivos, el mayor grado de división de los sólidos participantes y las altas temperaturas del sistema aumentan la velocidad de una reacción química.
La energía de activación
A lo largo del proceso de transformación que implica una reacción química se presentan diferentes etapas: en una primera etapa se rompen los enlaces que unen a las partículas de los reactivos, luego, en una segunda etapa, las partículas pasan a un estado de transición y, en la etapa final, se establecen los enlaces definitivos que forman el producto. La energía de activación (Ea) es la barrera energética que deben superar los reactivos para transformarse en productos y corresponde a la diferencia entre la energía de los reactivos y la energía del complejo activado en una reacción directa.
Ley de la Velocidad
Es una expresión que relaciona el cambio en la concentración de los reactivos con la velocidad de reacción. La ley de velocidad se determina experimentalmente de dos maneras. Por un lado, se mide la concentración de un reactivo en diferentes tiempos durante la reacción, de otra forma, se realizan varios experimentos en los que se varía la concentración inicial del o los reactivos y se mide la velocidad inicial de la reacción. Para una reacción hipotética aA + bB → cC + dD la ley de velocidad se puede expresar de la siguiente manera:
v = k [A]m[B]n
En la cual v es la velocidad de reacción en unidades molar/segundo (M/s), k es la constante de velocidad, [A] y [B] son las concentraciones de A y B, y, m y n son números enteros denominados órdenes parciales de la reacción. Se dice entonces que la reacción es de orden m con respecto al reactivo A y de orden n con respecto al reactivo B. Note que m + n corresponde al orden global de la reacción. Si se conocen los valores de m, n y k, se puede calcular el valor de la velocidad, si se saben las concentraciones iniciales de A y B. Si no se conocen los órdenes parciales de reacción, estos se deben hallar experimentalmente. Para esto se mantiene constante la concentración de un reactivo y se varía la concentración del otro y viceversa, y, para cada caso, se determina la velocidad inicial de reacción. Luego, con estos datos se calculan las órdenes parciales de reacción.
Factores que afectan la velocidad de reacción
De acuerdo con la teoría de colisiones, cualquier condición que afecte la ocurrencia de colisiones efectivas entre las partículas de los reactantes modifica la velocidad de reacción. Experimentalmente, se ha establecido que los principales factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas son:
Estado de agregación de la materia y la concentración de los reactivos
La velocidad de reacción depende del estado físico de la materia en que se encuentren los reactivos. En estado gaseosos, las partículas presentan más energía cinética que les confiere mayor rapidez, lo que incrementa el número de colisiones entre ellas y, con esto, la probabilidad de que los reactivos se transformen en productos y aumente así la velocidad de reacción. Para el caso particular de los gases se debe tener en cuenta que estos se pueden comprimir, de manera que, ante el aumento de la presión sobre ellos, se presenta una disminución del volumen que hace que las partículas se aproximen más y aumente la frecuencia de las colisiones, con el consecuente incremento de la velocidad de reacción. Las soluciones o las sustancias líquidas presentan una menor velocidad de reacción de gases. Esto se debe a que sus partículas, que se deslizan unas sobre otras, no tienen tanta libertad para moverse y encontrarse en el espacio para colisionar como sí lo hacen los gases. Esto les confiere a los líquidos velocidades de reacción intermedias.
El grado de división
Es una medida de qué tan particulares se encuentran las sustancias reactivas y es especialmente relevante para los sólidos.
Ejemplo: Imagine que tiene un bloque de concreto con seis caras en contacto con el aire y lo parte por la mitad. Ahora, en esta nueva condición el mismo bloque de concreto tiene dos caras más en contacto con el aire, es decir, existe una mayor superficie de contacto. De esta manera, cuanto mayor es el grado de división de los reactantes, hay más superficie de contacto con partículas que pueden colisionar entre sí, lo que explica el incremento de la velocidad de reacción cuando los reactivos son triturados.
La temperatura
Al aumentar la temperatura de un sistema las partículas reactivas adquieren más energía cinética, lo que provoca que se desplacen con mayor rapidez, lo que resulta en una mayor cantidad de colisiones. La relación entre la velocidad de reacción y la temperatura fue establecida por Svante Arrhenius en 1889, por medio de la expresión k=AeEa/Rt. En la que A se denomina factor de frecuencia, e indica la función exponencial, Ea es la energía de activación, T es la temperatura en Kelvin y R es la constante universal de los gases (8,314JK-1mol-1).
Los catalizadores
Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción química al modificar su energía de activación. No forma parte de los reactantes ni de los productos y no experimenta cambios químicos en el proceso, por lo que al final de la reacción se puede recuperar inalterado.
Ejemplo: En la preparación de oxígeno molecular en el laboratorio se calienta una muestra de clorato de potasio. La reacción es
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
Convertidores catalíticos
Durante muchos años, a los fabricantes se les ha solicitado incluir convertidores catalíticos en los motores de los automóviles. Cuando la gasolina se quema, los productos que se encuentran en el escape de un automóvil contienen altos niveles de contaminantes. Estos incluyen monóxido de carbono (CO) de la combustión incompleta, hidrocarburos como C7H16 del combustible no quemado y óxido de nitrógeno (NO) de la reacción de N2 y O2 a las altas temperaturas que se alcanzan dentro del motor. El monóxido de carbono es tóxico y el óxido de nitrógeno participa en la formación de esmog y lluvia ácida.
El propósito de un convertidor catalítico es bajar la energía de activación para las reacciones que convierten cada uno de estos contaminantes en sustancias como CO2, N2, O2 y H2O, que ya están presentes en la atmósfera.
2CO(g) + O2(g) ➝ 2CO2(g)
C7H16(g) + 11O2(g) ➝ 7CO2(g) + 8H2O(g)
2NO(g) ➝ N2(g) + O2(g)
Un convertidor catalítico consiste de catalizadores de partículas sólidas, como platino (Pt) y paladio (Pd), en un panal cerámico que proporciona un área superficial grande y facilita el contacto con los contaminantes. Conforme los contaminantes pasan a través del convertidor, reaccionan con los catalizadores. En la actualidad todos usamos gasolina sin plomo porque éste interfiere con la capacidad de reaccionar de los catalizadores de Pt y Pd en el convertidor con los contaminantes
2NO(g) ➝ N2(g) + O2(g)
NO absorbido en el catalizador NO se disocia
Superficie del catalizador metálico (Pt, Pd)
2CO(g) + O2(g) ➝ 2CO2(g)
CO y O2 absorbidos en el catalizador O2 se disocia
Superficie del catalizador metálico (Pt, Pd)
Comentarios
Publicar un comentario