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UNIVERSIDAD NACIONAL “SAN LUIS GONZAGA” DE ICA
FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y PETROQUÍMICA
CINETICA QUIMICA Y CATALISIS
Ing. Dr. Humberto Olivera Machado
Bibliografía de la asignatura
Bibliografía de la asignatura
ESTUDIO DEL
PROCESO DE
REACCION
QUIMICA
QUIMICA
CINETICA QUIMICA
TERMODINAMICA
Conocimiento del proceso de reacción química
Química: El proceso
de cambio de
reactantes a
productos (relaciones
estequiométricas y
fisicoquímicas)
Termodinámica:
efecto energético,
requerimiento de
energía,
espontaneidad y
equilibrio químico
Cinética química:
rapidez del proceso
de reacción química.
CAMBIO QUIMICO – REACCION QUIMICA – PROCESO DE REACCION QUIMICA
Cambio químico
• Variación en, por lo
menos, una
propiedad química
de una sustancia
simple o
compuesta.
Reacción
química
• Fenómeno de
transformación de
una o más
sustancias
(reactantes o
reactivos) en
nuevas sustancias
(productos).
Proceso de
reacción química
• Proceso químico
que involucra
cambio químico,
reacción química e
interacción de
masa, movimiento
y energía.
Sistema de reacción química: proceso de reacción química y el
equipo o aparato (reactor químico) en el que se lleva a cabo.
Bases conceptuales de la cinética química
CAMBIO
QUÍMICO
REACCIÓN
QUÍMICA
PROCESO DE
REACCIÓN
QUÍMICA
SISTEMA DE
REACCIÓN
QUÍMICA
Tipos de reacción química
• Reacción homogénea
• Reacción heterogénea
• Reacción catalítica
• Reacción autocatalítica
• Reacción de neutralización
• Reacción de desplazamiento
• Reacción de metátesis
• Reacción de síntesis
• Reacción de adición
• Reacción de oxidación-reducción
• Reacción de isomerización
• Reacción de descomposición
• Reacción de combustión
• Reacción de hidrólisis
• Reacción de tostación
• Reacción reversible
• Reacción endotérmica
• Reacción exotérmica
Ejemplos de tipos de reacciones químicas:
• Rx de isomerización:
𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 𝑔 → 𝐶𝐻3 −
𝐶𝐻3
𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3(𝑔)
• Rx de descomposición:
2𝐻2𝑂2(𝑙) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔)
• Rx de composición o adición:
𝑁𝐻4 2𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝐻4𝐻𝐶𝑂3(𝑠)
• Rx de síntesis:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
• Rx de neutralización:
2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐻2𝑂(𝑙)
• Rx de desplazamiento:
𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠)
• Rx de metátesis o de doble desplazamiento:
𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝐾𝐶𝑁(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑁(𝑎𝑐) + 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)
• Rx oxidación-reducción:
2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑎𝑐) + 3𝐻2(𝑔)
• Rx de oxidación:
4𝐹𝑒𝑆2(𝑠) + 11𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 8𝑆𝑂2(𝑔)
• Rx de combustión:
2𝐶2𝐻6(𝑔) + 7𝑂2(𝑔) → 4𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑔)
• Rx irreversible:
2𝐾𝐶𝑙𝑂3(𝑠) → 2𝐾𝐶𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔)
• Rx reversible:
𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ← 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑐)
• Rx endotérmica:
𝑁𝑎2𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 → 𝑁𝑎2𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)
• Rx exotérmica:
𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) + Energía
Clasificación de las reacciones químicas según la
cinética química
Clasificación de
las reacciones
químicas
REACCIONES
HOMOGÉNEAS
REACCIONES
HETEROGÉNEAS
REACCIONES
CATALÍTICAS
Reacciones
catalíticas
homogéneas
Reacciones
catalíticas
heterogéneas
- Rx homogéneas: los componentes del proceso participan en una
sola fase (líquido, gas o sólido); por ejemplo:
2𝐶𝑂(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔)
- Rx heterogéneas: los componentes del proceso participan en fases
diferentes (líquido-gas, líquido-sólido, gas-sólido, líquido-gas-
sólido); por ejemplo:
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑐) → 𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑐)
- Rx catalíticas: el proceso se desarrolla con participación de un
catalizador por ejemplo:
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔)
𝑁𝑖/𝑃𝑡
2𝑁𝐻3(𝑔)
Se distinguen dos tipos de reacciones catalíticas:
Catálisis homogénea: el catalizador participa en una fase igual que los
reactantes.
Catálisis heterogénea: el catalizador participa en una fase distinta que
los reactantes.
La Termodinámica y el proceso de reacción química
❑ El conocimiento de la termodinámica es fundamental para el
estudio e investigación del proceso de reacción química.
❑ Una reacción química para su desarrollo natural o provocado
requiere aporte (calentamiento) o eliminación de energía
(enfriamiento).
❑ El estudio e investigación de una reacción química comprende el
análisis y la evaluación energética del proceso, es decir el aspecto
termodinámico de dicha reacción.
TERMODINÁMICA
Manifestación y
transformación de la
energía
REACCIÓN
QUÍMICA
CALOR CALOR
La termodinámica en la investigación del proceso de reacción
química
• La importancia de la termodinámica radica en
que permite determinar la necesidad de
proporcionar o liberar energía para que un
proceso de reacción química se lleve a cabo.
• La termodinámica permite predecir si, en
determinadas condiciones de presión,
temperatura y composición, un sistema de
reacción evolucionará en el sentido deseado.
• Por ejemplo, podemos predecir que a 298 K y
1 atm, 2 moles de hidrógeno reaccionarán con
un mol de oxígeno para formar 2 moles de
agua líquida y que en dicho proceso se liberan
136.6 kcal.
2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + ∆𝐻 = 136.6 𝑘𝑐𝑎𝑙
La termodinámica en la investigación del proceso de reacción
química
• La termodinámica estudia los sistemas
estáticos, invariantes, no transitorios o
estables.
• La termodinámica no considera al tiempo
como variable (m, n, P, T, V, E, U, G, H, S, A).
• La termodinámica se interesa
específicamente en los estados inicial y final
del sistema. Se ocupa de los sistemas en
equilibrio.
• La termodinámica estudia la dirección y la
extensión en que se desarrolla el proceso de
reacción.
• La termodinámica establece si un proceso de
reacción es posible o es imposible que se
lleve a cabo de manera natural.
Aporte de la termodinámica en el estudio e
investigación del proceso de reacción
1. Permite determinar el poder energético y los cambios
energéticos del proceso de reacción (efecto calorífico o
energético) que se concreta y cuantifica con H: cambio de
entalpía
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ቊ
∆𝑯 = + 𝑹𝒙 𝒆𝒏𝒅𝒐𝒕é𝒓𝒎𝒊𝒄𝒂
∆𝑯 = − 𝑹𝒙 𝒆𝒙𝒐𝒕é𝒓𝒎𝒊𝒄𝒂
El aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del
procesos de reacción
- Reacción endotérmica:
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫
- Reacción exotérmica:
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓
- ¿Cómo se halla ∆ H?
∆𝐻 ቐ
𝑇𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠
𝐷𝑖𝑎𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑚𝑜𝑑𝑖𝑛á𝑚𝑖𝑐𝑎𝑠
Relaciones termodinámicas:
𝐻 = 𝐸 + 𝑃𝑉
𝑑𝐻 = 𝑃𝑑𝑉 + 𝑉𝑑𝑃
𝑑𝐻 = 𝑇𝑑𝑆 + 𝑉𝑑𝑃
El aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del
procesos de reacción
2. Permite determinar la factibilidad o espontaneidad del
proceso de reacción química, es decir si se puede o no
llevar a cabo de manera natural. Esto se determina por
medio del cambio de energía libre de Gibbs, ∆G.
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ൞
∆𝑮 = − 𝑹𝒙 𝒆𝒔𝒑𝒐𝒏𝒕á𝒏𝒆𝒂
∆𝑮 = 𝟎 𝑹𝒙 𝒆𝒏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐
∆𝑮 = + 𝑹𝒙 𝒏𝒐 𝒆𝒔𝒑𝒐𝒏𝒕á𝒏𝒆𝒂
- Rx espontánea o natural:
𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) → 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑮 = −
- Rx no espontánea, no se lleva a cabo de forma natural:
𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) ∆𝑮 = +
- ¿Cómo se halla ∆G?
∆𝐺 ቐ
𝑇𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠
𝐷𝑖𝑎𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑚𝑜𝑑𝑖𝑛á𝑚𝑖𝑐𝑎𝑠
Relaciones termodinámicas:
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆
𝑑𝐺 = 𝑑𝐻 − 𝑇𝑑𝑆
𝑑𝐺 = −𝑆𝑑𝑇 + 𝑉𝑑𝑃
• Reacción endotérmica:
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = 178.0 𝑘𝐽
• Reacción exotérmica:
𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 12𝐶𝑂2(𝑔) + 11𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 = −5650 𝑘𝐽
• Reacción espontánea:
𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 12𝐶𝑂2(𝑔) + 11𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐺 = −5790 𝑘𝐽
• Reacción no espontánea:
𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔(𝑎𝑐)
+1
+ 𝐶𝑙(𝑎𝑐)
−1
∆𝐺 = 56.0 𝑘𝐽
• La vaporización del agua:
𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻 = 44 𝑘𝐽 ∆𝐺 = 2.7 𝑘𝐽
Proceso: Endotérmico
Proceso: Proceso físico no espontáneo
El aporte de la termodinámica en el estudio e
investigación del procesos de reacción
3. Permite determinar el estado de equilibrio de una
reacción química y las características y condiciones de
dicho estado.
El estado de equilibrio químico solo es alcanzado por la
reacciones químicas reversibles.
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 ← 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ∆𝐺 = 0
- En general para un proceso en equilibrio químico:
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 como ∆𝐺 = 0, entonces
∆𝑆 =
∆𝐻
𝑇
en el estado de equilibrio
- Para una reacción química en equilibrio:
𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 ← 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫
∆𝐺 = ∆𝐺𝑜
+ 𝑅𝑇𝑙𝑛
[𝐶]𝑐[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 como ∆𝐺 = 0, entonces
∆𝐺𝑜
= −𝑅𝑇𝑙𝑛
𝐶 𝑒
𝑐
𝐷 𝑒
𝑑
𝐴 𝑒
𝑎
𝐵 𝑒
𝑏
∆𝐺𝑜
= −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾𝑒
𝐾𝑒 =
𝐶 𝑒
𝑐 𝐷 𝑒
𝑑
𝐴 𝑒
𝑎 𝐵 𝑒
𝑏 constante de equilibrio
𝐾𝑒 = 𝑒−
∆𝐺𝑜
𝑅𝑇 constante de equilibrio
Problema:
La glucosa-isomerasa se utiliza para la producción de jarabe de
fructosa concentrado.
a) Calcular las constantes de equilibrio a 50°C y 75°C.
b) Una compañía requiere desarrollar una mezcla más concentrada de
azúcares, es decir con mayor cantidad de fructosa. Teniendo en cuenta
las características del equilibrio, ¿será mejor llevar a cabo el proceso a
50°C o a 75°C.
Para esta reacción:
∆𝐻𝑜 = 5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 𝑦 ∆𝑆𝑜 = 0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1
Solución:
𝑹𝒙 𝑮𝒍𝒖𝒄𝒐𝒔𝒂 ← 𝑭𝒓𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔𝒂
𝑹𝒙 𝑮𝒍𝒖𝒄𝒐𝒔𝒂 ← 𝑭𝒓𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔𝒂
a) En el equilibrio:
∆𝐺𝑜
= −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾𝑒
𝑙𝑛𝐾𝑒 =
−∆𝐺𝑜
𝑅𝑇
Como: ∆𝐺𝑜
= ∆𝐻𝑜
− 𝑇∆𝑆𝑜
en la ecuación anterior, tenemos:
𝑙𝑛𝐾𝑒 = −
∆𝐻𝑜
𝑅𝑇
+
∆𝑆𝑜
𝑅
Calculando para T=50°C=323.15 K:
𝑙𝑛𝐾𝑒
= −
5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1
(8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1)(323.15 𝐾)
+
0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1
8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1
De donde: 𝐾𝑒 = 0.98
Calculando para T=75°C=348.15 K:
𝑙𝑛𝐾𝑒
= −
5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1
(8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1)(348.15 𝐾)
+
0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1
. 𝐾−1
8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1
De donde: 𝐾𝑒 = 1.15
b) Como 𝐾𝑒 75°𝐶 > 𝐾𝑒 50°𝐶 , a 75°C se tiene un producto con mayor
concentración de fructosa, entonces es mejor llevar a cabo el proceso a esta
temperatura.
En general, en el equilibrio químico:
Si 𝑲𝒆 > 𝟏 los productos están más concentrados que los reactantes;
si 𝑲𝒆 < 𝟏 los reactantes están más concentrados que los productos.
Diagrama concentración-tiempo de una reacción química
C, Concentración
t, Tiempo
CB : curva creciente
PRODUCTO
CA : curva decreciente
REACTANTE
0
Rx aA bB
Es un diagrama bidimensional que muestra el progreso de una reacción en
relación con la variación de concentración de reactantes y productos.
t CA CB
to
t1
t2
.
.
CAo
CA1
CA2
.
.
0
CB1
CB2
.
.
C, Concentración
t, Tiempo
0
Rx 3A 2B
CAo
CB
CA
Diagrama estequiométrico concentración-tiempo
Es un diagrama bidimensional que muestra el progreso de la reacción que
lleva a cabo con cantidades estequiométricas de reactantes.
Ejemplo de diagrama estequiométrico concentración-tiempo
C
t
CC
CA
0
Rx 2A + B C + 3D
CB
CD
CAo
CBo
• Se presentan tres casos:
Ejemplo de diagrama estequiométrico concentración-tiempo
en reacciones reversibles
t
C
0
t
C
0
t
C
0
Rx 𝑨 + 𝐁 ← 𝑪 + 𝑫
𝑲𝒆 > 𝟏
𝑪𝑷,𝒆 > 𝑪𝑹,𝒆
𝑲𝒆 < 𝟏
𝑪𝑷,𝒆 < 𝑪𝑹,𝒆
𝑲𝒆 = 𝟏
𝑪𝑷,𝒆 = 𝑪𝑹,𝒆
P
R P
R
R
P
Cálculos estequiométricos
• Cálculo de moles
Reacción con cantidades de moles de reactantes igual a la estequiometría
de reacción:
𝑹𝒙
𝒕𝒐
𝒕
𝑨
𝒏𝑨𝒐
(𝒏𝑨𝒐−𝒙)
+
.
.
𝑩
𝒏𝑩𝒐
(𝒏𝑩𝒐−𝒙)
→
.
.
𝑪
𝟎
𝒙
+
.
.
𝑫
𝟎
𝒙
En donde x es el número de moles consumido del reactante A.
Reacción con cantidades de moles de reactantes diferentes a la
estequiometría de reacción:
𝑹𝒙
𝒕𝒐
𝒕
𝒂𝑨
𝒏𝑨𝒐
(𝒏𝑨𝒐−𝒙)
+
.
.
𝒃𝑩
𝒏𝑩𝒐
(𝒏𝑩𝒐− ൗ
𝒃
𝒂 𝒙)
→
.
.
𝒄𝑪
𝟎
Τ
𝒄
𝒂 𝒙
+
.
.
𝒅𝑫
𝟎
ൗ
𝒅
𝒂 𝒙
En general, se toma como base un reactante y en función a él se resuelve el
cálculo de moles para los demás componentes de la reacción.
Relaciones generales para el cálculo del número de moles
• Para un reactante: R
𝒏𝑹 = 𝒏𝑹𝒐 −
𝝑𝑹
𝝑𝑨
𝒙
𝑛𝑅 𝑦 𝑛𝑅𝑜: moles instantáneos y moles iniciales de reactante
• Para un producto: P
𝒏𝑷 = 𝒏𝑷𝒐 +
𝝑𝑷
𝝑𝑨
𝒙
𝑛𝑃 𝑦 𝑛𝑃𝑜: moles instantáneos y moles iniciales de producto
Si en t = 0 no hay presencia de moles de producto:
𝒏𝑷 =
𝝑𝑷
𝝑𝑨
𝒙
𝜗𝐴, 𝜗𝑅, 𝜗𝑃: coeficientes estequiométricos de A, reactante y producto
• Para el reactante A, los moles instantáneos:
𝒏𝑨 = 𝒏𝑨𝒐 − 𝒙
En donde x es el número de moles consumidos del reactante A
• La fracción de moles consumidos del reactante A:
𝑭𝒓𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒊𝒅𝒐𝒔 = 𝑿 =
𝒙
𝒏𝑨𝒐
De donde:
𝒙 = 𝒏𝑨𝒐𝑿
𝒏𝑨 = 𝒏𝑨𝒐(𝟏 − 𝑿)
𝑿 = 𝟏 −
𝒏𝑨
𝒏𝑨𝒐
• Cálculo de concentraciones:
Reacción con concentraciones de reactantes proporcionales a la
estequiometría de la reacción:
𝑹𝒙
𝒕𝒐
𝒕
𝑨
𝑪𝑨𝒐
(𝑪𝑨𝒐−𝒙)
+
.
.
𝑩
𝑪𝑩𝒐
(𝑪𝑩𝒐−𝒙)
→
.
.
𝑪
𝟎
𝒙
+
.
.
𝑫
𝟎
𝒙
En donde x es la concentración consumida del reactante A.
Reacción con concentraciones de reactantes distintamente
proporcional a la estequiometría de la reacción:
𝑹𝒙
𝒕𝒐
𝒕
𝒂𝑨
𝑪𝑨𝒐
(𝑪𝑨𝒐−𝒙)
+
.
.
𝒃𝑩
𝑪𝑩𝒐
(𝑪𝑩𝒐− ൗ
𝒃
𝒂 𝒙)
→
.
.
𝒄𝑪
𝟎
Τ
𝒄
𝒂 𝒙
+
.
.
𝒅𝑫
𝟎
ൗ
𝒅
𝒂 𝒙
Relaciones generales para el cálculo de la concentración
• Para un reactante: R
𝑪𝑹 = 𝑪𝑹𝒐 −
𝝑𝑹
𝝑𝑨
𝒙
𝐶𝑅 𝑦 𝐶𝑅𝑜: concentración instantánea y concentración inicial de
reactante
• Para un producto: P
𝑪𝑷 = 𝑪𝑷𝒐 +
𝝑𝑷
𝝑𝑨
𝒙
𝐶𝑃 𝑦 𝐶𝑃𝑜: concentración instantánea y concentración inicial de
producto
Si en t = 0 la concentración del producto es igual a cero:
𝑪𝑷 =
𝝑𝑷
𝝑𝑨
𝒙
𝜗𝐴, 𝜗𝑅, 𝜗𝑃: coeficientes estequiométricos de A, reactante y producto
• Para el reactante A, la concentración instantánea:
𝑪𝑨 = 𝑪𝑨𝒐 − 𝒙
En donde x es la concentración consumida del reactante A
• La fracción de la concentración consumida del reactante A:
𝑭𝒓𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒊𝒅𝒂 = 𝑿 =
𝒙
𝑪𝑨𝒐
De donde:
𝒙 = 𝑪𝑨𝒐𝑿
𝑪𝑨 = 𝑪𝑨𝒐(𝟏 − 𝑿)
𝑿 = 𝟏 −
𝑪𝑨
𝑪𝑨𝒐
Problema:
En condiciones apropiadas se llevó a cabo la siguiente
reacción:
2𝐴 → 3𝐵
En un determinado instante del proceso se encontró una
cantidad de 0.28 mol de A, que representa el 72 % de la
reacción; determinar:
a) El número de moles obtenido del producto B hasta ese
momento.
b) El porcentaje convertido del reactante A y la cantidad de
moles del producto B cuando solo queda 0.045 mol de A.
a) Reactante A:
2𝐴 → 3𝐵
nA = 0.28 mol y % consumido A = 72% ( fracción consumida, X = 0.72)
𝑛𝐴 = 𝑛𝐴𝑜(1 − 𝑋)
0.28 = 𝑛𝐴𝑜 1 − 0.72 → 𝒏𝑨𝒐 = 𝟏 𝒎𝒐𝒍
Para el producto B:
𝑛𝐵 =
𝜗𝐵
𝜗𝐴
𝑥 =
3
2
𝑥 =
3
2
𝑛𝐴𝑜𝑋 =
3
2
(1𝑚𝑜𝑙)(0.72)
𝒏𝑩 = 𝟏. 𝟎𝟖 𝒎𝒐𝒍
b) nA = 0.045 mol
𝑛𝐴 = 𝑛𝐴𝑜(1 − 𝑋)
0.045𝑚𝑜𝑙 = 1𝑚𝑜𝑙 1 − 𝑋
𝑋 = 0.955
𝑷𝒐𝒓𝒄𝒆𝒏𝒕𝒂𝒋𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒗𝒆𝒓𝒕𝒊𝒅𝒐 𝒅𝒆 𝑨 = 𝟗𝟓. 𝟓 %
Moles de B formados:
𝑛𝐵 =
𝜗𝐵
𝜗𝐴
𝑥 =
3
2
𝑥 =
3
2
𝑛𝐴𝑜𝑋 =
3
2
(1𝑚𝑜𝑙)(0.955)
𝒏𝑩 = 𝟏. 𝟒𝟑 𝒎𝒐𝒍
Problemas:
1. Formular las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones:
a) Reacción entre el ioduro de sodio y el sulfato férrico en solución
acuosa.
b) Reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno.
2. Cierta cantidad de etanol puro se descompone a 250 °C y 1.5 atm
dentro de un recipiente cerrado.
a) ¿Cuál es el porcentaje de conversión del etanol cuando su presión
parcial es 1.2 atm?
b) ¿Cuáles son las concentraciones instantáneas de los productos
cuando la presión total que se registra es de 1.9 atm?
c) Para la pregunta anterior, ¿cuál es el porcentaje de conversión del
etanol?

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  • 1. UNIVERSIDAD NACIONAL “SAN LUIS GONZAGA” DE ICA FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA Y PETROQUÍMICA CINETICA QUIMICA Y CATALISIS Ing. Dr. Humberto Olivera Machado
  • 2.
  • 3. Bibliografía de la asignatura
  • 4. Bibliografía de la asignatura
  • 6. Conocimiento del proceso de reacción química Química: El proceso de cambio de reactantes a productos (relaciones estequiométricas y fisicoquímicas) Termodinámica: efecto energético, requerimiento de energía, espontaneidad y equilibrio químico Cinética química: rapidez del proceso de reacción química.
  • 7. CAMBIO QUIMICO – REACCION QUIMICA – PROCESO DE REACCION QUIMICA
  • 8. Cambio químico • Variación en, por lo menos, una propiedad química de una sustancia simple o compuesta. Reacción química • Fenómeno de transformación de una o más sustancias (reactantes o reactivos) en nuevas sustancias (productos). Proceso de reacción química • Proceso químico que involucra cambio químico, reacción química e interacción de masa, movimiento y energía. Sistema de reacción química: proceso de reacción química y el equipo o aparato (reactor químico) en el que se lleva a cabo.
  • 9. Bases conceptuales de la cinética química CAMBIO QUÍMICO REACCIÓN QUÍMICA PROCESO DE REACCIÓN QUÍMICA SISTEMA DE REACCIÓN QUÍMICA
  • 10. Tipos de reacción química • Reacción homogénea • Reacción heterogénea • Reacción catalítica • Reacción autocatalítica • Reacción de neutralización • Reacción de desplazamiento • Reacción de metátesis • Reacción de síntesis • Reacción de adición • Reacción de oxidación-reducción • Reacción de isomerización • Reacción de descomposición • Reacción de combustión • Reacción de hidrólisis • Reacción de tostación • Reacción reversible • Reacción endotérmica • Reacción exotérmica
  • 11. Ejemplos de tipos de reacciones químicas: • Rx de isomerización: 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 𝑔 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3(𝑔) • Rx de descomposición: 2𝐻2𝑂2(𝑙) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) • Rx de composición o adición: 𝑁𝐻4 2𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝐻4𝐻𝐶𝑂3(𝑠) • Rx de síntesis: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔)
  • 12. • Rx de neutralización: 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 2𝐻2𝑂(𝑙) • Rx de desplazamiento: 𝐹𝑒(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑐) → 𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝐶𝑢(𝑠) • Rx de metátesis o de doble desplazamiento: 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑐) + 𝐾𝐶𝑁(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔𝐶𝑁(𝑎𝑐) + 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐) • Rx oxidación-reducción: 2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 2𝐴𝑙𝐶𝑙3(𝑎𝑐) + 3𝐻2(𝑔) • Rx de oxidación: 4𝐹𝑒𝑆2(𝑠) + 11𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) + 8𝑆𝑂2(𝑔)
  • 13. • Rx de combustión: 2𝐶2𝐻6(𝑔) + 7𝑂2(𝑔) → 4𝐶𝑂2(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑔) • Rx irreversible: 2𝐾𝐶𝑙𝑂3(𝑠) → 2𝐾𝐶𝑙(𝑠) + 3𝑂2(𝑔) • Rx reversible: 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ← 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑐) • Rx endotérmica: 𝑁𝑎2𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐸𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 → 𝑁𝑎2𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) • Rx exotérmica: 𝐶𝐻4(𝑔) + 2𝑂2(𝑔) → 𝐶𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) + Energía
  • 14. Clasificación de las reacciones químicas según la cinética química Clasificación de las reacciones químicas REACCIONES HOMOGÉNEAS REACCIONES HETEROGÉNEAS REACCIONES CATALÍTICAS Reacciones catalíticas homogéneas Reacciones catalíticas heterogéneas
  • 15. - Rx homogéneas: los componentes del proceso participan en una sola fase (líquido, gas o sólido); por ejemplo: 2𝐶𝑂(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑂2(𝑔) - Rx heterogéneas: los componentes del proceso participan en fases diferentes (líquido-gas, líquido-sólido, gas-sólido, líquido-gas- sólido); por ejemplo: 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐻2𝐶𝑂3(𝑎𝑐) → 𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑐) - Rx catalíticas: el proceso se desarrolla con participación de un catalizador por ejemplo: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) 𝑁𝑖/𝑃𝑡 2𝑁𝐻3(𝑔) Se distinguen dos tipos de reacciones catalíticas: Catálisis homogénea: el catalizador participa en una fase igual que los reactantes. Catálisis heterogénea: el catalizador participa en una fase distinta que los reactantes.
  • 16. La Termodinámica y el proceso de reacción química ❑ El conocimiento de la termodinámica es fundamental para el estudio e investigación del proceso de reacción química. ❑ Una reacción química para su desarrollo natural o provocado requiere aporte (calentamiento) o eliminación de energía (enfriamiento). ❑ El estudio e investigación de una reacción química comprende el análisis y la evaluación energética del proceso, es decir el aspecto termodinámico de dicha reacción. TERMODINÁMICA Manifestación y transformación de la energía REACCIÓN QUÍMICA CALOR CALOR
  • 17. La termodinámica en la investigación del proceso de reacción química • La importancia de la termodinámica radica en que permite determinar la necesidad de proporcionar o liberar energía para que un proceso de reacción química se lleve a cabo. • La termodinámica permite predecir si, en determinadas condiciones de presión, temperatura y composición, un sistema de reacción evolucionará en el sentido deseado. • Por ejemplo, podemos predecir que a 298 K y 1 atm, 2 moles de hidrógeno reaccionarán con un mol de oxígeno para formar 2 moles de agua líquida y que en dicho proceso se liberan 136.6 kcal. 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2𝑂(𝑙) + ∆𝐻 = 136.6 𝑘𝑐𝑎𝑙
  • 18. La termodinámica en la investigación del proceso de reacción química • La termodinámica estudia los sistemas estáticos, invariantes, no transitorios o estables. • La termodinámica no considera al tiempo como variable (m, n, P, T, V, E, U, G, H, S, A). • La termodinámica se interesa específicamente en los estados inicial y final del sistema. Se ocupa de los sistemas en equilibrio. • La termodinámica estudia la dirección y la extensión en que se desarrolla el proceso de reacción. • La termodinámica establece si un proceso de reacción es posible o es imposible que se lleve a cabo de manera natural.
  • 19. Aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del proceso de reacción 1. Permite determinar el poder energético y los cambios energéticos del proceso de reacción (efecto calorífico o energético) que se concreta y cuantifica con H: cambio de entalpía 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ቊ ∆𝑯 = + 𝑹𝒙 𝒆𝒏𝒅𝒐𝒕é𝒓𝒎𝒊𝒄𝒂 ∆𝑯 = − 𝑹𝒙 𝒆𝒙𝒐𝒕é𝒓𝒎𝒊𝒄𝒂
  • 20. El aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del procesos de reacción - Reacción endotérmica: 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 - Reacción exotérmica: 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 + 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓 - ¿Cómo se halla ∆ H? ∆𝐻 ቐ 𝑇𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠 𝐷𝑖𝑎𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑚𝑜𝑑𝑖𝑛á𝑚𝑖𝑐𝑎𝑠 Relaciones termodinámicas: 𝐻 = 𝐸 + 𝑃𝑉 𝑑𝐻 = 𝑃𝑑𝑉 + 𝑉𝑑𝑃 𝑑𝐻 = 𝑇𝑑𝑆 + 𝑉𝑑𝑃
  • 21. El aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del procesos de reacción 2. Permite determinar la factibilidad o espontaneidad del proceso de reacción química, es decir si se puede o no llevar a cabo de manera natural. Esto se determina por medio del cambio de energía libre de Gibbs, ∆G. 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 → 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ൞ ∆𝑮 = − 𝑹𝒙 𝒆𝒔𝒑𝒐𝒏𝒕á𝒏𝒆𝒂 ∆𝑮 = 𝟎 𝑹𝒙 𝒆𝒏 𝒆𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐 ∆𝑮 = + 𝑹𝒙 𝒏𝒐 𝒆𝒔𝒑𝒐𝒏𝒕á𝒏𝒆𝒂
  • 22. - Rx espontánea o natural: 𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) → 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) ∆𝑮 = − - Rx no espontánea, no se lleva a cabo de forma natural: 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶(𝒍) → 𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄) ∆𝑮 = + - ¿Cómo se halla ∆G? ∆𝐺 ቐ 𝑇𝑎𝑏𝑙𝑎𝑠 𝐷𝑖𝑎𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑡𝑒𝑟𝑚𝑜𝑑𝑖𝑛á𝑚𝑖𝑐𝑎𝑠 Relaciones termodinámicas: ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 𝑑𝐺 = 𝑑𝐻 − 𝑇𝑑𝑆 𝑑𝐺 = −𝑆𝑑𝑇 + 𝑉𝑑𝑃
  • 23. • Reacción endotérmica: 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) → 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = 178.0 𝑘𝐽 • Reacción exotérmica: 𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 12𝐶𝑂2(𝑔) + 11𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐻 = −5650 𝑘𝐽 • Reacción espontánea: 𝐶12𝐻22𝑂11(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 12𝐶𝑂2(𝑔) + 11𝐻2𝑂(𝑙) ∆𝐺 = −5790 𝑘𝐽 • Reacción no espontánea: 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑎𝑐) → 𝐴𝑔(𝑎𝑐) +1 + 𝐶𝑙(𝑎𝑐) −1 ∆𝐺 = 56.0 𝑘𝐽 • La vaporización del agua: 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2𝑂(𝑔) ∆𝐻 = 44 𝑘𝐽 ∆𝐺 = 2.7 𝑘𝐽 Proceso: Endotérmico Proceso: Proceso físico no espontáneo
  • 24. El aporte de la termodinámica en el estudio e investigación del procesos de reacción 3. Permite determinar el estado de equilibrio de una reacción química y las características y condiciones de dicho estado. El estado de equilibrio químico solo es alcanzado por la reacciones químicas reversibles. 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 ← 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ∆𝐺 = 0
  • 25. - En general para un proceso en equilibrio químico: ∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 como ∆𝐺 = 0, entonces ∆𝑆 = ∆𝐻 𝑇 en el estado de equilibrio - Para una reacción química en equilibrio: 𝐚𝑨 + 𝒃𝑩 ← 𝒄𝑪 + 𝒅𝑫 ∆𝐺 = ∆𝐺𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛 [𝐶]𝑐[𝐷]𝑑 [𝐴]𝑎[𝐵]𝑏 como ∆𝐺 = 0, entonces ∆𝐺𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛 𝐶 𝑒 𝑐 𝐷 𝑒 𝑑 𝐴 𝑒 𝑎 𝐵 𝑒 𝑏 ∆𝐺𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾𝑒 𝐾𝑒 = 𝐶 𝑒 𝑐 𝐷 𝑒 𝑑 𝐴 𝑒 𝑎 𝐵 𝑒 𝑏 constante de equilibrio 𝐾𝑒 = 𝑒− ∆𝐺𝑜 𝑅𝑇 constante de equilibrio
  • 26. Problema: La glucosa-isomerasa se utiliza para la producción de jarabe de fructosa concentrado. a) Calcular las constantes de equilibrio a 50°C y 75°C. b) Una compañía requiere desarrollar una mezcla más concentrada de azúcares, es decir con mayor cantidad de fructosa. Teniendo en cuenta las características del equilibrio, ¿será mejor llevar a cabo el proceso a 50°C o a 75°C. Para esta reacción: ∆𝐻𝑜 = 5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 𝑦 ∆𝑆𝑜 = 0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 Solución: 𝑹𝒙 𝑮𝒍𝒖𝒄𝒐𝒔𝒂 ← 𝑭𝒓𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔𝒂
  • 27. 𝑹𝒙 𝑮𝒍𝒖𝒄𝒐𝒔𝒂 ← 𝑭𝒓𝒖𝒄𝒕𝒐𝒔𝒂 a) En el equilibrio: ∆𝐺𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾𝑒 𝑙𝑛𝐾𝑒 = −∆𝐺𝑜 𝑅𝑇 Como: ∆𝐺𝑜 = ∆𝐻𝑜 − 𝑇∆𝑆𝑜 en la ecuación anterior, tenemos: 𝑙𝑛𝐾𝑒 = − ∆𝐻𝑜 𝑅𝑇 + ∆𝑆𝑜 𝑅 Calculando para T=50°C=323.15 K: 𝑙𝑛𝐾𝑒 = − 5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 (8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1)(323.15 𝐾) + 0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 De donde: 𝐾𝑒 = 0.98
  • 28. Calculando para T=75°C=348.15 K: 𝑙𝑛𝐾𝑒 = − 5.73 𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 (8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1)(348.15 𝐾) + 0.0176𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1 . 𝐾−1 8.314𝑥10−3𝑘𝐽. 𝑚𝑜𝑙−1. 𝐾−1 De donde: 𝐾𝑒 = 1.15 b) Como 𝐾𝑒 75°𝐶 > 𝐾𝑒 50°𝐶 , a 75°C se tiene un producto con mayor concentración de fructosa, entonces es mejor llevar a cabo el proceso a esta temperatura. En general, en el equilibrio químico: Si 𝑲𝒆 > 𝟏 los productos están más concentrados que los reactantes; si 𝑲𝒆 < 𝟏 los reactantes están más concentrados que los productos.
  • 29. Diagrama concentración-tiempo de una reacción química C, Concentración t, Tiempo CB : curva creciente PRODUCTO CA : curva decreciente REACTANTE 0 Rx aA bB Es un diagrama bidimensional que muestra el progreso de una reacción en relación con la variación de concentración de reactantes y productos. t CA CB to t1 t2 . . CAo CA1 CA2 . . 0 CB1 CB2 . .
  • 30. C, Concentración t, Tiempo 0 Rx 3A 2B CAo CB CA Diagrama estequiométrico concentración-tiempo Es un diagrama bidimensional que muestra el progreso de la reacción que lleva a cabo con cantidades estequiométricas de reactantes.
  • 31. Ejemplo de diagrama estequiométrico concentración-tiempo C t CC CA 0 Rx 2A + B C + 3D CB CD CAo CBo
  • 32. • Se presentan tres casos: Ejemplo de diagrama estequiométrico concentración-tiempo en reacciones reversibles t C 0 t C 0 t C 0 Rx 𝑨 + 𝐁 ← 𝑪 + 𝑫 𝑲𝒆 > 𝟏 𝑪𝑷,𝒆 > 𝑪𝑹,𝒆 𝑲𝒆 < 𝟏 𝑪𝑷,𝒆 < 𝑪𝑹,𝒆 𝑲𝒆 = 𝟏 𝑪𝑷,𝒆 = 𝑪𝑹,𝒆 P R P R R P
  • 33. Cálculos estequiométricos • Cálculo de moles Reacción con cantidades de moles de reactantes igual a la estequiometría de reacción: 𝑹𝒙 𝒕𝒐 𝒕 𝑨 𝒏𝑨𝒐 (𝒏𝑨𝒐−𝒙) + . . 𝑩 𝒏𝑩𝒐 (𝒏𝑩𝒐−𝒙) → . . 𝑪 𝟎 𝒙 + . . 𝑫 𝟎 𝒙 En donde x es el número de moles consumido del reactante A. Reacción con cantidades de moles de reactantes diferentes a la estequiometría de reacción: 𝑹𝒙 𝒕𝒐 𝒕 𝒂𝑨 𝒏𝑨𝒐 (𝒏𝑨𝒐−𝒙) + . . 𝒃𝑩 𝒏𝑩𝒐 (𝒏𝑩𝒐− ൗ 𝒃 𝒂 𝒙) → . . 𝒄𝑪 𝟎 Τ 𝒄 𝒂 𝒙 + . . 𝒅𝑫 𝟎 ൗ 𝒅 𝒂 𝒙 En general, se toma como base un reactante y en función a él se resuelve el cálculo de moles para los demás componentes de la reacción.
  • 34. Relaciones generales para el cálculo del número de moles • Para un reactante: R 𝒏𝑹 = 𝒏𝑹𝒐 − 𝝑𝑹 𝝑𝑨 𝒙 𝑛𝑅 𝑦 𝑛𝑅𝑜: moles instantáneos y moles iniciales de reactante • Para un producto: P 𝒏𝑷 = 𝒏𝑷𝒐 + 𝝑𝑷 𝝑𝑨 𝒙 𝑛𝑃 𝑦 𝑛𝑃𝑜: moles instantáneos y moles iniciales de producto Si en t = 0 no hay presencia de moles de producto: 𝒏𝑷 = 𝝑𝑷 𝝑𝑨 𝒙 𝜗𝐴, 𝜗𝑅, 𝜗𝑃: coeficientes estequiométricos de A, reactante y producto
  • 35. • Para el reactante A, los moles instantáneos: 𝒏𝑨 = 𝒏𝑨𝒐 − 𝒙 En donde x es el número de moles consumidos del reactante A • La fracción de moles consumidos del reactante A: 𝑭𝒓𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒊𝒅𝒐𝒔 = 𝑿 = 𝒙 𝒏𝑨𝒐 De donde: 𝒙 = 𝒏𝑨𝒐𝑿 𝒏𝑨 = 𝒏𝑨𝒐(𝟏 − 𝑿) 𝑿 = 𝟏 − 𝒏𝑨 𝒏𝑨𝒐
  • 36. • Cálculo de concentraciones: Reacción con concentraciones de reactantes proporcionales a la estequiometría de la reacción: 𝑹𝒙 𝒕𝒐 𝒕 𝑨 𝑪𝑨𝒐 (𝑪𝑨𝒐−𝒙) + . . 𝑩 𝑪𝑩𝒐 (𝑪𝑩𝒐−𝒙) → . . 𝑪 𝟎 𝒙 + . . 𝑫 𝟎 𝒙 En donde x es la concentración consumida del reactante A. Reacción con concentraciones de reactantes distintamente proporcional a la estequiometría de la reacción: 𝑹𝒙 𝒕𝒐 𝒕 𝒂𝑨 𝑪𝑨𝒐 (𝑪𝑨𝒐−𝒙) + . . 𝒃𝑩 𝑪𝑩𝒐 (𝑪𝑩𝒐− ൗ 𝒃 𝒂 𝒙) → . . 𝒄𝑪 𝟎 Τ 𝒄 𝒂 𝒙 + . . 𝒅𝑫 𝟎 ൗ 𝒅 𝒂 𝒙 Relaciones generales para el cálculo de la concentración
  • 37. • Para un reactante: R 𝑪𝑹 = 𝑪𝑹𝒐 − 𝝑𝑹 𝝑𝑨 𝒙 𝐶𝑅 𝑦 𝐶𝑅𝑜: concentración instantánea y concentración inicial de reactante • Para un producto: P 𝑪𝑷 = 𝑪𝑷𝒐 + 𝝑𝑷 𝝑𝑨 𝒙 𝐶𝑃 𝑦 𝐶𝑃𝑜: concentración instantánea y concentración inicial de producto Si en t = 0 la concentración del producto es igual a cero: 𝑪𝑷 = 𝝑𝑷 𝝑𝑨 𝒙 𝜗𝐴, 𝜗𝑅, 𝜗𝑃: coeficientes estequiométricos de A, reactante y producto
  • 38. • Para el reactante A, la concentración instantánea: 𝑪𝑨 = 𝑪𝑨𝒐 − 𝒙 En donde x es la concentración consumida del reactante A • La fracción de la concentración consumida del reactante A: 𝑭𝒓𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 𝒅𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒄𝒆𝒏𝒕𝒓𝒂𝒄𝒊ó𝒏 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒖𝒎𝒊𝒅𝒂 = 𝑿 = 𝒙 𝑪𝑨𝒐 De donde: 𝒙 = 𝑪𝑨𝒐𝑿 𝑪𝑨 = 𝑪𝑨𝒐(𝟏 − 𝑿) 𝑿 = 𝟏 − 𝑪𝑨 𝑪𝑨𝒐
  • 39. Problema: En condiciones apropiadas se llevó a cabo la siguiente reacción: 2𝐴 → 3𝐵 En un determinado instante del proceso se encontró una cantidad de 0.28 mol de A, que representa el 72 % de la reacción; determinar: a) El número de moles obtenido del producto B hasta ese momento. b) El porcentaje convertido del reactante A y la cantidad de moles del producto B cuando solo queda 0.045 mol de A.
  • 40. a) Reactante A: 2𝐴 → 3𝐵 nA = 0.28 mol y % consumido A = 72% ( fracción consumida, X = 0.72) 𝑛𝐴 = 𝑛𝐴𝑜(1 − 𝑋) 0.28 = 𝑛𝐴𝑜 1 − 0.72 → 𝒏𝑨𝒐 = 𝟏 𝒎𝒐𝒍 Para el producto B: 𝑛𝐵 = 𝜗𝐵 𝜗𝐴 𝑥 = 3 2 𝑥 = 3 2 𝑛𝐴𝑜𝑋 = 3 2 (1𝑚𝑜𝑙)(0.72) 𝒏𝑩 = 𝟏. 𝟎𝟖 𝒎𝒐𝒍
  • 41. b) nA = 0.045 mol 𝑛𝐴 = 𝑛𝐴𝑜(1 − 𝑋) 0.045𝑚𝑜𝑙 = 1𝑚𝑜𝑙 1 − 𝑋 𝑋 = 0.955 𝑷𝒐𝒓𝒄𝒆𝒏𝒕𝒂𝒋𝒆 𝒄𝒐𝒏𝒗𝒆𝒓𝒕𝒊𝒅𝒐 𝒅𝒆 𝑨 = 𝟗𝟓. 𝟓 % Moles de B formados: 𝑛𝐵 = 𝜗𝐵 𝜗𝐴 𝑥 = 3 2 𝑥 = 3 2 𝑛𝐴𝑜𝑋 = 3 2 (1𝑚𝑜𝑙)(0.955) 𝒏𝑩 = 𝟏. 𝟒𝟑 𝒎𝒐𝒍
  • 42. Problemas: 1. Formular las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones: a) Reacción entre el ioduro de sodio y el sulfato férrico en solución acuosa. b) Reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno. 2. Cierta cantidad de etanol puro se descompone a 250 °C y 1.5 atm dentro de un recipiente cerrado. a) ¿Cuál es el porcentaje de conversión del etanol cuando su presión parcial es 1.2 atm? b) ¿Cuáles son las concentraciones instantáneas de los productos cuando la presión total que se registra es de 1.9 atm? c) Para la pregunta anterior, ¿cuál es el porcentaje de conversión del etanol?