1. CICLO 2012-III Módulo:
Unidad: IV Semana: 7
FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS
AMBIENTALES
Prof. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco

2. Cinética química

8. Reacciones químicas
•Una reacción está gobernada por dos
aspectos:
•La rapidez con la que se realiza:
aspecto cinético CINÉTICA QUÍMICA
•La posibilidad de su realización:
aspecto termodinámico EQUILIBRIO
QUÍMICO

9. • Hidrógeno y oxígeno son
colocados en un globo en Formación del
proporción 2:1, agua
2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)
– Esta mezcla tiene la
posibilidad de formar agua,
sin embargo la reacción no
ocurrirá hasta colocar una
pequeña llama en la base del
globo.
– Los dos gases reaccionan
explosivamente para formar
agua.
– La reacción es altamente
exotérmica, de modo que el
agua formada estará en fase
gaseosa antes que en líquido.

10. Rapidez de una reacción (r)
Indica la rapidez con la que se
forman los productos o aquella
con la que se consumen los
reactantes. Indica como cambia
la concentración de los
reactantes o de los productos en
la unidad de tiempo.

11. Rapidez de una reacción (r)
∆ [B]
(i) Reactantes  B rB =
∆t
Rapidez de formación de B
∆ [A]
(ii) A  productos rA = -
∆t
Rapidez de desaparición de A
[X] = concentración molar de X (mol/L)

12. Ejemplo
Sea la rxn: N2(g) + 3 H2  2 NH3
• La rapidez de consumo de H2 es el triple de la
del consumo de N2
rH2 = 3 rN2  rN2 = (1/3) rH2
• También:
rNH3 = 2 rN2  rN2 = (1/2) rNH3
• Luego:
rN2 = (1/3) rH2 = (1/2) rNH3

13. Expresión de la rapidez
• En general, para la rxn:
aA+bB→cC+dD
rA rB rC rD
= = =
a b c d
1 Δ[A] 1 Δ[B] 1 Δ[C] 1 Δ[D] = rrxn
- =- = =
a Δt b Δt c Δt d Δt
Ley diferencial de la velocidad

14. Un ejemplo
N2O5 2 NO2 + 1/2 O2
[M]
0.32 [NO2]
0.24
[O2]
0.16
0.08
[N2O5]
0 2 4 6 8 10
tiempo (min)
-Δ[N2O5] 1 Δ[NO2] 1 Δ[O2]
rapidez = = =
Δt 2 Δt 1/2 Δt

15. ¿Por qué ocurren las reacciones?
Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaces entre las moléculas de
reactivos
Veamos la reacción de formación del HI a partir
de I2 e H2
H I H
I
H
H
I ca z H HI + HI
Choque efi I
I H
I No
e H
fic
az I H
I2 + H2 I
H
I
H
I
Teoría de las colisiones I2 H2
Además del choque en la dirección adecuada las
moléculas tienen que tener una energía
suficiente; esta energía mínima se denomina

16. CH3Br + Cl-  CH3Cl + Br-
Esta reacción se
sustitución simple
ocurrirá sólo si el
Cl- ataca al
sustrato por
detrás del enlace
C-Br, es decir se
presenta en la
posición
adecuada.

17. Modelo del estado de transición
Diagramas de energía de activación
• durante la reacción se forman especies
inestables y de alta energía: los complejos
activados.
• El complejo activado de mayor energía se
conoce como estado de transición,
intermedio entre los reactivos y los
productos.
• El modelo del estado de transición supone
que el estado de transición:
• está en equilibrio, a muy bajas concentraciones,
con los reactivos.
• puede descomponerse en productos, si posee la

18. Perfil de una reacción
• El transcurso de una reacción
puede ser representado
mediante un diagrama de
energía (energía potencial vs
avance de la reacción), en el
cual se aprecia la variación de
energía durante la reacción.

19. Perfil de una reacción
A s í, la s r e a c c io n e s e x o te r m ic a s y e n d o té r m in a s p u e d e n r e p r e s e n ta r s e c o m o :
E n e r g ía p o te n c ia l E n e r g ía p o te n c ia l
E s ta d o d e E s ta d o d e
T r a n s ic ió n T r a n s ic ió n
E n e r g ía E n e r g ía
d e a c tiv a c ió n d e a c tiv a c ió n
R e a c t iv o s P r o d u c to s
∆H > 0
∆H < 0
R e a c t iv o s
P ro d u cto s
a v a n c e d e la r e a c c ió n a v a n c e d e la r e a c c ió n
R e a c c ió n e x o té r m ic a R e a c c ió n e n d o té rm ic a
R  P + calor R + calor  P

20. Reacciones
exotérmicas endotérmicas
Fe2O3 + 2 Al  2Fe + Al2O3 + energía 2NH4SCN + Ba(OH)2 + calor 
NH3 + 2H2O + Ba(SCN)2

21. Diagrama de energía
En el diagrama se aprecian:
Ea = energía de activación
∆H = entalpía de reacción
H = entalpía = contenido de energía
almacenada en las sustancias (energía
potencial)
∆H = Hproductos – Hreactantes
En una reacción exotérmica  ∆H < 0
En una reacción endotérmica  ∆H > 0

22. Ley de acción de masas
Dada por Guldberg y Waage:
“ La velocidad de una reacción es proporcional a las
concentraciones de los reactantes elevadas a ciertos
exponentes”
Sea la rxn: 3A + 2B  C + D
rA r B
rrxn = = = rC = rD = k [A]α[B]β
3 2
k = cont. Específica de velocidad
A mayor número de moléculas
α, β = entero o fracción, obtenido de reactantes, mayor será el
experimentalmente número de choques, y mayor la
α + β = orden global rapidez de la reacción !!
de la reacción

23. Reacciones elementales
• Es aquella que ocurre en una sola etapa, es
decir su ecuación muestra que especies
chocan directamente para dar los
productos.

24. Ejemplo de reacción elemental
N2O + NO  N2 + NO2 + 139 kJ
Complejos Estado de
activados transición

25. Reacciones complejas o por etapas
• Son las que ocurren en varias etapas. Es
decir su ecuación no muestra las especies
que chocan directamente.
• Ejemplo:
H2O2 + 2 Br- + 2H+  Br2 + 2 H2O
Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!
• Etapas (mecanismo):
(i) Br- + H+ + H2O2  HOBr + H2O
(ii) H+ + HOBr + Br-  H2O + Br2
H2O2 + 2Br- + 2H+  Br2 + 2 H2O

26. Una reacción por etapas
• Las soluciones A
y B producen una
solución roja.
Luego, al
adicionar la
solución C, la
solución se torna
blanca lechosa, la
que luego de un
tiempo se vuelve
azul.

27. Nota
• Solo en reacciones elementales, el orden
de la rxn se obtiene de la estequiometría.
• Rxn unimolecular: A  prod
rrxn = k[A]
• Rxn bimolecular: A + B  prod rrxn =
k[A][B]
• Rxn bimolecular: 2 A  prod rrxn =
k[A]2
• Rxn trimolecular: 3A  prod
rrxn = k[A]3
• Rxn trimolecular: A + 2B  prod rrxn =

28. Factores que afectan la rrxn
Son aquellos que modifican el número de choques
efectivos
1.- Estado físico de los reactivos
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos
o están en solución.
En las reacciones heterogéneas la velocidad
dependerá de la superficie de contacto entre ambas
fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de
división.
2.- Concentración de los
reactivos
A mayor número de moléculas, mayor número de choques
efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.

29. Factores que afectan la rrxn
3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un
incremento en la energía cinética de las moléculas, lo
que hace que sea mayor el número de moléculas que
alcanza la energía de activación, aumentando también
la probabilidad de choques efectivos.
4.- Catalizadores
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de
reacción sin consumirse.
El catalizador actúa cambiando la trayectoria (el mecanismo)
de la reacción, disminuyendo la energía de activación
necesaria y aumentando la velocidad de reacción.

30. Reacción no catalizada
Reacción catalizada
Complejo Complejo
activado activado
Energía
de activación
Energía
de activación
Energía potencial
E.A
Energía potencial
Productos
Reactivos
∆H<0 ∆H>0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción

31. E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
Los catalizadores E.A con catalizador positivo
negativos aumentan la
Complejo energía de activación Complejo
activado activado
Los catalizadores
Energía positivos disminuyen
de activación la energía de activación
Energía
Energía
Energía
E.A de activación
E.A
Productos
Reactivos
∆H<0 ∆H>0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica Reacción endotérmica

32. Descomposición catalítica del H2O2
H2O2 (ac) O2(g) + 2 H2O(l)

33. Un catalizador cambia el perfil de una
reacción

34. TIPOS DE
REACCIONES
A B

36. Problemas de aplicación

39. Una reacción de primer orden alcanza el 30% en 35 minutos.
¿Cuál es el valor de la constante de velocidad expresada en
min-1? Y ¿Qué porcentaje del reactivo queda sin reaccionar al
cabo de 5 horas de iniciada la reacción?

53. Problemas aplicativos
1. Para la reacción siguiente, indique como se
relaciona la velocidad de desaparición de
cada reactivo con la velocidad de aparición de cada
producto:
B2H6(g) + 3 O2(g) → B2O3(s) + 3 H2O(g)

66. 8

75. Soluciones
Solución 1.

76. Solución 2.

77. Solución 3.

79. Solución 4.

80. Solución 5.

81. Solución 7.

82. Solución 8.

85. GRACIAS