Fundamentos de Cinética Química

Y 54 flashcards y 36 preguntas más en el documento.

Texto del documento

Cinética química Teoría y Aplicaciones Cinética La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que influyen en ella. La velocidad (v) se define por los cambios de concentración de los productos o de los reactantes por una unidad de tiempo. Velocidad de Reacción Cantidad de reactivo que se consume o la cantidad de producto que se forma, en una unidad de tiempo determinado.

La cantidad de sustancia se debe expresar en unidades de concentración [ ] Importancia del estudio Permite seguir la descomposición de un fármaco Evaluar la velocidad de una disolución "in vitro" Determinar la vida media de un compuesto Determinar las constantes de velocidad, y con ello los mecanismos de reacción e intermediarios Teoría de Colisiones Propuesta en 1920 por Gilbert N. Lewis 1. 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. 2. Pero no todos los choques son iguales.

El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos: a) Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos. b) Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula. Hay dos tipos de colisiones: Horizontal – Colisión más lenta Vertical – Colisión más rápida,colisión efectiva Teoría del Estado deTransición La reacción transcurre vía la formación de un estado intermedio (complejo molecular) entre los productos y los reactantes.

Especie Intermedia = Estado de Transición o Complejo Activado ENERGÍA DE ACTIVACION (Ea) Es la energía mínima que los reactivos precisan para que inicie la reacción química. Esta energía mínima es necesaria para la formación del complejo activado. Complejo Activado: es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado. Lo que determina la velocidad de reacción es la energía de activación. Cuando más alta es la Eact. Más tarda en alcanzarse el estado de transición. La secuencia de la reacción es ahora: Reactantes Estado de transición productos. Comparación entre la grafica de una reacción Rápida y una reacción Lenta. Eact. Eact. Factores 1. Concentración 2. Temperatura 3.

Estado de división de reactantes (superficie de contacto) 4. Catalizador 1.Temperatura LaVelocidad de R(x) se duplica cuando laT° aumenta en 10°C, es decir si elevamos la T° aumenta la velocidad de R(x). A medida que aumentamos la T° las moleculas se desplazan con mayor rapidez (Aumenta la Energía Cinética), lo que provoca mayor cantidad de choques alcanzando la Energía de Activación. 2. Concentración La velocidad de R(X)aumentará si elevamos la [cc] de los reactivos, ya que el n° de choques entre atomos es más frecuente. Si se duplica la concentración de los reactivos, o de uno de ellos, la velocidad de la reacción tambien se duplica. Sin embargo, este efecto depende del orden de reacción.

Por ejemplo: En una reacción de primer orden respecto a un reactanteA, la velocidad será proporcional a [A]. En una reacción de orden cero respecto a A, la velocidad no cambiará aunque se aumente la concentración. 3. Estado de División de Reactantes La velocidad de R(x) será mayor cuando más divididos se encuentren los reactantes en estado sólido, por que de esta manera aumenta la superficie de contacto entre las moleculas, y por ende la probabilidad de choques. 4. Catalizadores Sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin consumirse ni alterarse permanentemente en el proceso.

Actúa proporcionando un camino alternativo con una energía de activación más baja, lo que permite que más moléculas reaccionen en menos tiempo. Características principales de un catalizador: Acelera la reacción al reducir la energía de activación. No se consume durante la reacción, aunque puede participar en pasos intermedios. No altera el equilibrio químico (KcK_cKc ), solo ayuda a alcanzarlo más rápido. Puede ser específico, afectando solo ciertas reacciones. Tipos de catalizadores 1. Catalizador homogéneo Se encuentra en la misma fase que los reactivos (líquido con líquido o gas con gas). 2.

Catalizador heterogéneo Se encuentra en una fase diferente a la de los reactivos (sólido con gas o líquido). 3. Autocatálisis Uno de los productos actúa como catalizador de la reacción. 4. Biocatálisis Ocurre en los seres vivos y es realizada por enzimas (proteínas catalizadoras). La velocidad de una reacción se define como el número de moles de reaccionantes transformados por unidad de volumen y por unidad de tiempo.

Usualmente se expresa en unidades de mol / litro /s ó M/s Experimentalmente se ha comprobado que la velocidad es directamente proporcional a la concentración de los reactantes: V – a- [concentracion A] La proporcionalidad se representa como una igualdad, incorporando una constante (k) : V = k[A] Velocidad de Reacción La velocidad de una reacción química se determina midiendo cómo cambia la concentración de los reactivos o productos a lo largo del tiempo Ley deVelocidad Ecuación matemática que expresa cómo la velocidad de una reacción química depende de las concentraciones de los reactivos.

mA + nB V = k [A]m [B]n Donde: v = velocidad de la reacción k = constante de velocidad [A] y [B] = concentraciones de los reactivos m y n = Coeficientes de la reacción (órdenes parciales de la reacción con respecto a A y B) m+n = orden total de la reacción En la expresión: v = k [ A ]m . [ B ]n se denomina: Orden Global de la reacción: A la suma de los exponentes a los que están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ecuación de velocidad. Es decir el valor de "m + n" Orden de una reacción respecto a un reactivo: Es el exponente al que se eleva la concentración de éste en la ecuación de velocidad.

En este caso la reacción sería de orden "m" respecto al reactivo A y de orden "n" respecto al reactivo B Ejemplo: I2 (g) + H2 (g) 2 HI(g) m[I2 ] = 1 ; n[H2 ] = 1 Orden de la Reacción (m + n) es 2 (Reacción de Segundo Orden) ORDEN DE REACCION Nota: m y n pueden ser enteros, fraccionarios o incluso cero, dependiendo de los datos experimentales. v= k [reactivo]0 = k Unidad de K= M.s-1 Las reacciones químicas de orden cero son aquellas en las que la velocidad de reacción es independiente de la concentración del reactivo. Esto significa que, sin importar cuánto reactivo haya, la reacción siempre ocurrirá a una velocidad constante hasta que el reactivo se agote.

Reacciones químicas de orden cero Reacciones enzimáticas en condiciones de saturación (cuando la enzima está completamente ocupada y no depende de la concentración del sustrato). Reacciones catalíticas en superficies sólidas, donde la velocidad está limitada por la disponibilidad de sitios activos y no por la concentración del reactivo en la fase gaseosa o líquida. Descomposición del amoníaco sobre platino Ecuación de concentración en función del tiempo: [A]=[A]0 kt donde: [A] es la concentración del reactivo en un tiempo t, [A]0 es la concentración inicial del reactivo, k es la constante de velocidad, t es el tiempo transcurrido. Gráfica característica: Si se grafica [A] vs.

t, se obtiene una línea recta con pendiente negativa ( k). El tiempo de vida media (t1/2 ) depende de la concentración inicial: lo que significa que la vida media disminuye cuando disminuye la concentración inicial. 1/2 = [ ]0 2 Uranio-238 (²³ U) ~4.5 mil millones de años Paracetamol 2–3 horas Analgésico y antipirético Amoxicilina 1–1.5 horas Antibiótico Diazepam 20–50 horas Ansiolítico, anticonvulsivo Fluoxetina 4–6 días Antidepresivo (ISRS) Reacciones de primer orden. Las reacciones químicas de Primer orden (o de orden uno) son aquellas en las que la velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de un solo reactivo.

Si la concentración del reactivo se duplica, la velocidad de la reacción también se duplica. Características de las reacciones de orden uno: Ecuación de velocidad: v=k[A] donde: k es la constante de velocidad [A] es la concentración del reactivo. Ecuación de concentración en función del tiempo: Se obtiene integrando la ecuación de velocidad: [A]=[A]0e kt También se puede expresar en forma logarítmica: ln[A]=ln[A]0 kt 1/2 = 2 = 0.693 Esto significa que si se grafica ln[A] vs. t, se obtiene una línea recta con pendiente negativa ( ). Tiempo de vida media (t1/2 ): A diferencia de las reacciones de orden cero, el t1/2 es constante y no depende de la concentración inicial.

Ejemplos de reacciones de orden uno: Desintegración radiactiva, como la descomposición del carbono-14 14C 14N + e Reacciones de descomposición de moléculas, como la descomposición del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno: 2H2O2 2H2O + O2 Reacciones de hidrólisis, como la conversión de un éster en un ácido y un alcohol en medio ácido. En resumen, en una reacción de primer orden (o de orden uno), la velocidad depende linealmente de la concentración del reactivo y su tiempo de vida media es constante.

Reacciones de segundo orden Las reacciones de segundo orden o de orden 2(dos) son aquellas en las que la velocidad de reacción es proporcional al cuadrado de la concentración de un reactivo o al producto de las concentraciones de dos reactivos distintos.