CINETICA TERMODINAMICA

2. Cinética y termodinámica
La termodinámica nos permite predecir si una reacción es
exótermica o endótermica y si esta en equilibrio.
La cinética permite determinar la rapidez de una reacción y los
pasos (mecanismo) probable a través de los cuales reactivos
pasan a producto.
La cinética química nos permite identificar los factores que
afectan la rapidez de una reacción y en que forma.

3. Rapidez de reacción
Es la cantidad de producto formado o de reactivo utilizado en
un intervalo de tiempo de reacción.
Reactants Products

4. Rapidez de reacción

5. Rapidez de reacción
La rapidez de una reacción se puede medir por:
• Rapidez con que desaparecen los reactivos
• Rapidez con que aparecen los productos
La rapidez se expresa en molar / segundo (M/s) ya que el
cambio en la cantidad de reactivos usado o productos
formados se expresa en unidad de molaridad.

6. Rapidez de una reacción a partir de estequiometria
Para una reacción:
a A(g) + b B(g) → c C(g) + d D(g)
La rapidez se puede expresar como:
R = -Δ[A] / a x t = -Δ[B] / b x t = Δ[C] / c x t = Δ[D] / d x t
Los coeficientes de la reacción balanceada van como
denominadores en las expresiones de rapidez de la reacción

7. Rapidez de una reacción a partir de estequiometria
Cuando la rapidez de la reacción se expresa como la
disminución de uno de los reactivos se utiliza el signo negativo
delante de la expresión.

8. Formas de determinar experimentalmente la
rapidez de una reacción
• Cambios en el color de la reacción (colorimétrica)
• Cambios en volumen
• Cambios en presión
• Cambios de acidez de la reacción
• Cambios en estados de oxidación de reactivos y productos
(potenciometría)

9. Dependencia de la rapidez de una reacción con la
concentración
La ley de una reacción es la expresión matemática que se
utiliza para expresar el orden de una reacción. La ecuación
que representa la rapidez de una reacción contiene la
constante de la rapidez de la reacción multiplicada por las
concentraciones de los reactivos elevados a una potencia.
La suma de estos exponentes nos indica el orden de la
reacción.

10. Dependencia de la rapidez de una reacción con la
concentración
Reacción de orden cero
A → B
r = k[A]0
Ejemplo: 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) r= k [NH3]
Reacción independiente de la concentración de los reactivos.

11. Dependencia de la rapidez de una reacción con la
concentración
Reacción de primer orden
A + B → C
r = k[A]
2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g) r= k [N2O5]
Ejemplo:
En una reacción de primer orden si se duplica la concentración
del reactivo se duplica la velocidad de la reacción. Si se triplica
la concentración del reactivo se triplica la velocidad de la
reacción.

12. Dependencia de la rapidez de una reacción con la
concentración
Reacción de segundo orden
A + B → C
r = k [A]2 o r = k [A] [B]
NO2 (g) + 2 HCl (g) → NO (g) + H2O (g) + Cl2 (g)
r= k [NO2] [HCl]
La reacción depende de la concentración de dos reactivos o
del cuadrado de uno de los reactivos.

13. Factores que afectan la velocidad de la reacción
• Número de colisiones por segundo
• Orientación de las partículas al chocar
• Probabilidad de los choques en la molécula
• Area superficial donde ocurre la reacción
• Temperatura
• Energía de activación
• Presencia de un catalizador

14. Energía de activación
Es la energía que se requiere para que los reactivos se
transformen a productos.

15. Complejo activado
Es el punto más alto en energía del diagrama de coordenadas.
Es donde ocurre la ruptura y la formación de enlaces

16. Teoría de colisiones
Establece que para los reactivos pasen a productos, las
moléculas deben chocar.
La velocidad de la reacción depende del número de colisiones
que ocurren entre las moléculas de los reactivos
Aún cuando ocurre un número alto de choques entre las
moléculas de los reactivos no todos los choques son efectivos.
De ser efectivos todos los choques las reacciones ocurrirían en
segundos.

17. Teoría de colisiones
La temperatura es otro factor que afecta el número de
colisiones, ya que esta relacionada con la energía cinética de
las moléculas.
Según aumenta la temperatura, aumenta la energía cinética de
las moléculas y con esto el número de choques

18. Teoría de colisiones

19. Teoría de colisiones

20. Ecuación de Arrhenius
Relaciona la constante de la velocidad de una reacción al
número de colisiones, la energía de activación y la
temperatura.
K2 y k1 = las constantes de velocidad de la reacción
Ea = la energía de activación
R = la constante de los gases 8.314 J/mol . K
T1 y T2 = temperatura inicial menos temperatura final

21. Enlaces
Ruptura de enlaces.
Ruptura homolítica cada átomo conserva un electrón
convirtiendose en radicales.

22. Enlaces
Ruptura de enlaces.
Ruptura heterolítica, un átomo conserva el par de
electrones generando un catión y un anión.

23. Enlaces
Como dibujar el movimiento de electrones.
Cuando la ruptura es homolítica se dibuja la media
flecha.
Cuando la ruptura es heterolítica se dibuja una flecha en
dirección al átomo más electronegativo.

24. Enlaces
Utiliza la flecha correcta para indicar el movimiento de
electrones.

25. Diagrama de energía
Diagrama de energía es una representación
esquemática de los cambios de energía que sufren los
reactivos para convertirse a productos.
El diagrama indica como procede una reacción, cuantos
pasos tiene, las energías de los reactivos, productos e
intermedios.

26. Diagrama de energía

27. Diagrama de energía

28. Diagrama de energía
Para el siguiente diagrama: el reactivo A se convierte en
B o C. Determinar lo siguiente:
a) Que reacción es exotérmica y cual es endotérmica.
b) Cual reacción es más rápida.
c) Que reacción genera un producto de menor energía.
d) Cuales son los puntos que corresponden a los
estados de transición.

29. Diagrama de energía
Reacción de segundo orden
Un solo paso de reacción el intermedio es concertado.
La velocidad depende de la concentración de los dos
reactivos.

30. Diagrama de energía
Diagrama de energía para una reacción de segundo
orden

31. Diagrama de energía
Estado de transición concertado, estan presente el
átomo o grupo que ataca y el átomo o grupo saliente.

32. Diagrama de energía
Reacción de primer orden.
Reacción en dos pasos, el intermedio puede ser una
especie carbocatión, carbanión o radical.
La velocidad de la reacción depende de un reactivo.

33. Diagrama de energía
Reacción de primer orden.
Intermediarios de reacción.

34. Diagrama de energía
Diagrama de energía para una reacción de primer orden.
Reacción en dos pasos.

35. Diagrama de energía
Diagrama de energía para una reacción de primer orden.

36. Termodinámica
Estudia los cambios en energía acompañados de las
transformaciones químicas y físicas.
Estos cambios de energía se describen a partir de
sistemas en equilibrio.

37. Termodinámica
La constante de equilibrio es una expresión matemática
que relaciona el equilibrio de la cantidad de reactivos y
productos.

38. Termodinámica
El tamaño de la constante brinda información acerca de
la dirección a la cual se desplaza el equilibrio, reactivos o
productos.
Cuando la Keq >1, el equilibrio se desplaza hacia los
productos (hacia la derecha).
Cuando la Keq <1, el equilibrio se desplaza hacia
los reactivos (hacia la izquierda).

39. Termodinámica
Energía de libre de Gibbs: es la diferencia entre la
energía libre de los productos y la energía libre de los
reactivos.
Mide la cantidad de energía disponible para hacer un
trabajo.

40. Termodinámica
Si los niveles de energía de los productos son menores
que los niveles de energía de los reactivos la reacción es
energeticamente favorecida, Δ = (-), que corresponde a
un decrecimiento de energía en el sistema.

41. Termodinámica
ΔG˚ = standard Gibbs free energy change
˚ = indica que la reacción envuelve reactivos y producto
en su estado estable a temperatura ambiente y 1 atm.
Existe una relación entre ΔG˚ y Keq

42. Termodinámica
Energía libre de estándard de Gibbs, permite determinar
si la reacción que ocurre esta favorecida.

43. Termodinámica

44. Termodinámica
La reacción es favorecida si keq > 1 y el ΔG˚ = (-)
La reacción es desvaforecida si la keq < 1 y el ΔG˚ = (+)

45. Ejercicio 2.
Calcula el valor de ΔG˚ para la cloración de metano.
CH4 + Cl2 ↔ CH3Cl + HCl
Keq = 1.1 x 1019
T = 298 gados K

46. Ejercicio 3.
Para la siguiente reacción el valor de ΔG˚ = -2.1 kJ/mol.
Calcula la constante de equilibrio a temperatura
ambiente.
CH3Br + H2S ↔ CH3SH + HBr

47. Termodinámica
Entalpía = es la cantidad de calor, el cambio en la
entalpía es la medida de la fortaleza relativa de los
enlaces de los reactivos y productos.

48. Termodinámica
Si los enlaces débiles se rompen y los enlaces que se
forman son fuertes la reacción libera calor, por lo tanto es
exotérmica, ΔH˚ = (-)
Si los enlaces fuertes se rompen y los enlaces que se
forman son débiles la reacción consume calor, por lo
tanto es endotérmica, ΔH˚ = (+)

49. Termodinámica

50. Termodinámica
Como calcular el cambio de entalpía
-

51. Termodinámica
Calcular la entalpía ΔH˚

52. Termodinámica
Entropía ΔS: es una medida del desorden o
aleatoriedad; la energía organizada y utilizable tiene baja
entropía, mientras que las formas desorganizadas, como
el calor tienen entropía alta.

53. Termodinámica

54. Termodinámica
Bajo ciertas condiciones dadas,
Proceso espontáneo: proceso donde los productos son
termodinámicamente más estables que los reactivos.
Proceso no espontáneo: proceso donde los productos
son termodinámicamente menos estables que los
reactivos.

55. Termodinámica
Una reacción tiende a ser favorable cuando tiene una
alta entropía.
Un ΔS˚ = (+) indica que los productos tienen mayor
movimiento que los reactivos. Esto hace que la reacción
sea favorable, contribuye con el ΔG˚ = (-)
Un valor positivo de entropía indica que los productos
tienen mayor entropía.

56. Termodinámica

57. Ejercicio 4.
La entropía es una función de estado. Diga que pasa con
la entropía en los siguientes casos.
a) Condensar vapor de agua
b) Formar cristales de sacarosa de una solución
c) Calentar hidrógeno de 60 hasta 80 grados C

58. Ejercicio 5.
Calcule el ΔS˚ para la reacción
2 NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g)

59. Termodinámica
Si en la reacción se producen más especies gaseosas
que las que se consumen, ΔS > 0.
Si se consumen más de las que se forman ΔS < 0.
De no haber cambio, no podemos decir nada acerca del
signo, solo que el ΔS será pequeño.

60. Ejercicio 6.
Predecir el signo del ΔS

61. Entropía.
Situaciones donde podemos predecir el cambio en la
entropía:
1) Cambios de fase: fusión, vaporización y sublimación
envuelven aumentos de ΔS. Para los procesos
inversos disminuye (congelación, condensación y
deposición).
2) Cambios en temperatura: aumenta la temperatura,
las moléculas se mueven más. Aumenta ΔS.

62. Entropía
Situaciones donde podemos predecir el cambio en la
entropía:
3) Cambios de volumen: si el volumen de un gas
aumenta, las moléculas pueden ocupar mayor número
de posiciones al azar. Aumenta la ΔS. La compresión
disminuye el valor de ΔS.
4) Aumento en el número de partículas en fase gaseosa.
Aumenta el ΔS.

63. Entropía
La energía libre de Gibbs es una función de estado que
expresa la espontaneidad de una reacción.
Se puede calcular el cambio en la energía libre de Gibbs
para un sistema a temperatura constante.
ΔG = ΔH – T ΔS
ΔG < 0 = reacción espontánea
ΔG > 0 = reacción no espontánea
ΔG = 0 = reacción en equilibrio