http://phet.colorado.edu/en/simulation/reversible-reactions Simulador de reacciones reversibles

1. Cinética y Equilibrio
Químico
Prof. Abdías I. Fuentes

2. Introducción

3. Objetivos
Reconocer la importancia histórica de la idea de
afinidad para designar la capacidad de reacción de
unas sustancias con otras.
Describir la formulación de la constante de
equilibrio a partir de los criterios termodinámicos
generales de evolución y equilibrio de los sistemas
naturales.
Discutir los criterios cualitativos y cuantitativos que
permitieron predecir el desplazamiento del
equilibrio químico al variar parámetros externos
tales como la temperatura y la presión.

4. PROCESO QUÍMICO: puntos de vista
TERMOQUÍMICA -> ∆H energía intercambiada (calor a P
cte); ∆S variación en el grado de desorden; ∆G revela
porqué el proceso ocurre espontáneamente en un
determinado sentido y no en otro
CINÉTICA QUÍMICA -> v velocidad con que transcurre el
proceso, factores que influyen y mecanismo por el que
ocurre
EQUILIBRIO QUÍMICO -> Kc en qué extensión ocurre una
reacción; en el estado de equilibrio las concentraciones
de las sustancias permanecen constantes

5. Reacciones lentas y rápidas
Muy rápida (explosiva) a temperatura ambiente
Na (s) + H2O(l) →NaOH(aq) + ½H2(g)
Muy lenta a temperatura ambiente
H2(g) + I2(g) → 2 HI (g)
Muy lento a tª ambiente y muy rápido a 500 °C
H2(g) +½ O2(g) → H2O (l); ∆G°=-236kJ

6. Velocidad de
reacción

7. 0 2 4 6 8 10
tiempo (min)
0.08
0.16
0.24
0.32
[M]
[N2O5]
[NO2]
[O2]
Δ[c]
Δt
Velocidad=
Velocidad de reacción
La velocidad de reacción es una magnitud positiva que
expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o
producto con el tiempo.
EJ. 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)

8. 1. Velocidad de reacción
Es el cambio en la concentración de un reactivo (o de un
producto) que tiene lugar en un período de tiempo unidad (1
segundo) - Unidades: mol·L-1
·s-1
La concentración de los reactivos disminuye con t
La concentración de los productos aumenta con t
tiempo
productos
tiempo
tesreac
∆
∆
=
∆
∆
−=
][]tan[
ν

9. Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaces entre las moléculas de reactivos
I
I
H
H
Choque
eficaz
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.
Teoría de las colisiones

10. 2. Factores que influyen en la velocidad
LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS
LA CONCENTRACIÓN
LA TEMPERATURA
LA PRESIÓN
LOS CATALIZADORES

11. Factores que influyen en la velocidad
LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS:
Las reacciones entre iones en disolución son muy
rápidas;
Las reacciones homogéneas en las que intervienen
líquidos y gases son más rápidas que aquellas en las
que intervienen sólidos.
La reacción es más rápida si aumenta la superficie de
contacto o si elevamos el nivel de agitación

12. Factores que influyen en la velocidad
LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
En las reacciones en las que intervienen sustancias gaseosas
o sustancias en disolución, un aumento de la concentración de
los reactivos provoca un incremento en la velocidad de la
reacción.
aA + bB cC + dD
A y B reactivos de la reacción
a y b son los coeficinetes estequiométricos para balancer la
ecuación química
ba
BxAKV ][][=

13. Factores que influyen en la velocidad
LA TEMPERATURA
La experiencia indica que al elevar la temperatura, la
velocidad de cualquier reacción aumenta, tanto si se
trata de una reacción exotérmica como si es
endotérmica
Arrhenius (1889)
la constante de proporcionalidad k crece de forma
exponencial con la temperatura
k=A∙e
−
Ea
R∙T

14. Factores que influyen en la velocidad
LA PRESIÓN
En el caso de que los reactantes sean gases al
aumentar la presión del gas, que participa en la
reacción, se aumenta la concentración de este y por lo
tanto aumenta la velocidad de la reacción química
Si se disminuye el volumen del recipiente las
partículas se encuentran más fácilmente y la
velocidad es mayor

15. Factores que influyen en la velocidad
LOS CATALIZADORES
Un catalizador es una sustancia que aumenta la
velocidad de reacción sin experimentar al final de la
transformación variaciones en su estructura o en su
concentración.
Existen catalizadores positivos que aceleran la
velocidad y catalizadores negativos que disminuyen la
velocidad de la reacción química.
Los catalizadores son específicos de cada reacción.
P.e.: Döbereiner encontró, en 1823, que el hidrógeno
arde en el aire a temperatura ambiente en presencia
de “esponja” de platino

16. Factores que influyen en la velocidad
LOS CATALIZADORES : Disminuyen la energía
de activación, que necesita la reacción, para que
ésta ocurra

17. 4. Ecuación de velocidad
Para la reacción : aA + bB cC + dD
k constante de velocidad (depende de la naturaleza
reactivos y la temperaura)
[A] concentración del reactivo A, en mol/L
[B] concentración del reactivo B, en mol/L
a orden de reacción respecto al reactivo A
b orden de reacción respecto al reactivo B
a + b orden de reacción total
[ ] [ ]ba
B·Ak·=v

18. 4. Ecuación de velocidad
Ej: I2
(g) + H2
(g) → 2 HI (g)
v=k ∙[I2]∙[H2]
●
la reacción es de segundo orden (el orden
total de reacción es 2)
●
la reacción es de primer orden respecto al
yodo (el orden de reacción respecto al yodo es
1)
●
la reacción es de primer orden respecto al
hidrógeno (el orden de reacción respecto al
hidrógeno es 1)

19. 4. Ecuación de velocidad
Ej: 2SO2
(g) + O2
(g) → 2 SO3
(g)
[ ] [ ]2
2
2 O·SOk·=v
●
orden de reacción ___________
●
si se mantiene constante la
concentración de O2
y se duplica la de
SO2
entonces la velocidad de reacción
se hace ______________

20. Equilibrio Químico

21. EQUILIBRIO QUÍMICO :
INTRODUCCIÓN
El concepto de equilibrio es fundamental para
conocer y entender la química y el
comportamiento de las sustancias.
En la constante de equilibrio se refleja la
tendencia que tienen las sustancias de
reaccionar, así como también, la dirección y
magnitud del cambio químico.
Todas las reacciones químicas pueden ser
descriptas bajo una condición de equilibrio.

22. Todos los sistemas químicos alcanzan en el
tiempo la condición de equilibrio
El estado de equilibrio químico es de naturaleza
dinámica y no estática.

23. Cuando se coloca en un recipiente de volumen
conocido a temperatura constante una muestra
de 2N2O5(g), éste se descompone:
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
Cuando la concentración de los productos
aumenta los mismos se convierten en
reactantes:
4NO2(g) + O2(g) 2N2O5(g)
El equilibrio en sistemas químicos

24. Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que
sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio
químico.
Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se
representa de la siguiente manera:
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
En una reacción reversible, la reacción ocurre
simultáneamente en ambas direcciones.
Lo anterior se indica por medio de una doble flecha
En principio, casi todas las reacciones son reversibles en
cierta medida.
Reacciones Reversibles

25. Constante de equilibrio, Keq
Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones
de reactantes y productos no cambian en el tiempo.
El equilibrio dinámico establece que a medida que el
reactante se descompone, los productos se combinan
entre sí para mantener las concentraciones
constantes, las cuales se relacionan en la siguiente
ecuación (productos en el numerador, reactivos en el
denominador):
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
4
2
eq
2
2
2 5
; donde indica las
concentraciones en moles/litro y K es
la constante de eq
.
uilibrio.
eq
NO O
K
N O
=

26. La velocidad de reacción es directamente
proporcional a la concentración de los reactivos.
Las reacciones son el resultado de las colisiones
entre moléculas de reactivos. Cuanto mayor es
[moléculas], mayor es el número de colisiones
por unidad de tiempo, por lo que la reacción es
más rápida. Cuando el reactivo limitante se
consume, la velocidad es cero.

27. Velocidad = k [N2O5]
0 0.04 0.1
0.02
0.04
0.06
Velocidad
[N2O5]
0.08
- Expresión de la velocidad de
reacción para la descomposición
de N2O5
k =constante de velocidad

28. Considere la siguiente reacción:
aA + bB cC + dD
[C]c
x [D]d
[A]a
x [B]b
( [ ] = mol/litro )
Expresión general de Keq
Keq =

29. Las constantes de equilibrio proporcionan
información muy útil sobre si la reacción se
desplaza hacia la formación de productos o
hacia la formación de reactivos.
Keq > 1, se desplaza hacia la formación
productos, predominan los productos en
el equilibrio, reacción directa
Keq < 1, se desplaza hacia la formación de
reactivos, predominan los
reactantes en el equilibrio, reacción inversa
Keq = 1 , reactante y productos en igual
concentración

30. El equilibrio del sistema NEl equilibrio del sistema N22OO44-NO-NO22
N2O4 congelado
es incoloro
A temperatura
ambiente el N2O4 se
descompone en NO2
(marrón)
El equilibrio químico es el punto
donde las concentraciones de
todas las especie son constantes
Ejemplo de equilibrio químico

31. El punto en el cual la velocidad de
descomposición:
N2O4(g) → 2NO2(g)
es igual a la velocidad de dimerización:
2NO2(g) → N2O4(g)
es un equilibrio dinámico.
El equilibrio es dinámico porque la reacción no
ha parado: Las velocidades de los dos procesos
son iguales
V reacción directa = V reacción inversa

32. En el equilibrio, el N2O4 reacciona para formar una
determinada cantidad NO2, y esta misma cantidad de NO2(g)
reacciona para volver a formar N2O4.
Equilibrio químico dinámico
N2O4(g) 2NO2(g)N2O4(g) 2NO2(g)

33. Muchas gracias…

34. Actividades
Se ha encontrado que cuando la reacción:
3 NO2 + H2O <--> 2 HNO3 + NO
llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de
dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60
moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico.
Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben
añadirse al sistema para que la cantidad final de
dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen
del recipiente es de 1.00L.

35. Actividades - Solución
3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO
Eq(1) 0.60 0.40 0.60 0.80
Kc = (0.60)2
·(0.80) = 3.3
(0.60)3
·(0.40)
Al añadir una cantidad de HNO3 , que llamamos A, la reacción se
desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo estado de
equilibrio, en el cual tendremos:
3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO
Eq(2) 0.60 + 3x 0.40 + x 0.60 + A - 2x 0.80 -x
sabiendo que 0.60 + 3x = 0.90 con lo que x = 0.10 moles
Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A
3.3 = (0.40+A)2
·(0.70)
( (0.90)3
·
(0.50)
A = 0.91 moles de HNO3 se añadieron

36. Evaluación
EVALUACIÓN
EVIDENCIAS CRITERIOS TIPODE DE
EVALUACION E
INSTRUMENTO
Producto
resultados,
constituyen pruebas
del logros.
Desempeño
Actuación o
desempeño ,implica
un saber hacer de
conocimientos
Forma
Es integración, seguir
indicaciones
Fondo
Es Manejo .dominio
Tipo
Diagnostica
Formativa
Sumativa
Lista de Cotejo
Rúbrica
Escala Estimativa