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Tema 6
Cinética de las Reacciones
Químicas
2
1. DEFINICIONES BÁSICAS
TEMA 6
CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES
3. MECANISMOS DE REACCIÓN
CINÉTICA QUÍMICA
LEY DE VELOCIDADES Y ÓRDENES DE REACCIÓN
ECUACIÓN INTEGRADA DE LA VELOCIDAD
VELOCIDAD DE REACCIÓN
ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y COMPLEJO ACTIVADO
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
CATÁLISIS HOMOGÉNEA, HETEROGÉNEA Y ENZIMÁTICA
MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL
SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO
REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA
SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO
3
DEFINICIONES BDEFINICIONES BÁÁSICASSICAS11
La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones
químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar. La cinética
química introduce la variable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y
estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos.
t (s)
[HI]
La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt
(tangente) va disminuyendo con el tiempo
Gráfica de una cinética química
4
La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de
un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo
Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g)
Tiempo (s) [Br2] (mol/l) velocidad media
0 0.0120
3.8 · 10–5
50 0.0101
3.4 · 10–5
100 0.0084
2.6 · 10–5
150 0.0071
2.4 · 10–5
200 0.0059
d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr]
v = – ——— = – ————— = ——— = ———
dt dt dt 2 dt
Ejemplo de velocidad de reacción
Velocidad de reacción
5
Ley de velocidad y órdenes de reacción
v = k [A]m [B]n…
m, n … = órdenes de reacción parciales
m + n +… = orden de reacción total
k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la
propia reacción y –si lo hay- del catalizador )
a A + b B → c C + d D
Ley de velocidad:
Ejemplos:
H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)
v = k · [H2] · [I2]
H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g)
v = k · [H2] · [Br2]1/2
6
Ejercicio 1:
Determinar el orden de reacción :
CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g)
usando los datos de la tabla
11,350,50,253
5,670,250,502
1 2,830,250,25
Experiencia v (mol·l–1·s–1)[H2O] (mol/l)[CH3-Cl] (mol/l)
Ejercicio 2:
En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del
óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) -> 2 NO2(g). Para esta
reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v
= k [NO]2 ·[O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale:
k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha
temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los reactivos son:
a)a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M
b)b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
7
Ecuación integrada de la velocidad
La ecuación de velocidad integrada da las concentraciones de reactivos y
productos en función del tiempo. Se obtiene por integración de la ley de
velocidad:
Cinética de primer orden Cinética de segundo ordenA → C
[ ] [ ]Ak
dt
Ad
tv =−=)(
[ ]
[ ]
kt
A
A
−=
0
ln
Tiempo de vida medio: tiempo necesario para consumirla mitad de un reactivo
t1/2 = 1/K × ln 2 t1/2 = 1/(K [A]0)
[ ] [ ]2
)( Ak
dt
Ad
tv =−=
[ ] [ ] ktAA += 0/1/1
8
Energía
de activación
Energía
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
Energía
Energía de activación y complejo activado
9
1.- Estado físico de los reactivos
2.- Concentración de los reactivos
3.- Temperatura
4.- Catalizadores
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están
en disolución.
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie
de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de
división.
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.
Factores que influyen en la velocidad de reacción
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración
de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.
Los catalizadores cambian la energía de activación de una
determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción
10
Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura
k = A exp (-Ea/RT)
ln k = -Ea/ RT + ln A
Energía
Fraccióndemoléculas
Expresión de Arrhenius
11
Energía
de activación
Energía
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
EnergíaProductos
Productos
E.A
E.A
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Dependencia de las velocidades de reacción con un catalizador
12
» Catalizadores homogéneos: se encuentran en la misma fase que
los reactivos (normalmente solutos en una mezcla de reacción
líquida)
» Catalizadores heterogéneos: se encuentran en una fase diferente
a la de los reactivos (catalizador en fase sólida y los reactivos en
fase líquida o gas)
≈ De acuerdo con las condiciones en las que se llevan a cabo las reacciones
es posible separar el fenómeno catalítico en tres dominios independientes:
a) Catálisis homogénea
b) Catálisis heterogénea
c) Catálisis enzimática
CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES22
13
Todas las especies cinéticamente activas, comprendido el catalizador,
constituyen una misma fase, con una velocidad de reacción similar en todos
los puntos.
Inconveniente:
Dificultad de separar el catalizador del medio reaccionante ⇒ Presenta un
mayor costo que el de los procesos heterogéneos.
La catálisis homogénea en solución (fase líquida) ha sido objeto de
numerosos estudios y dentro de ella la catálisis ácido-base tiene un lugar
muy importante.
Catálisis homogénea
14
ETAPAS EN EL PROCESO CATALÍTICO
Adsorción
CO
O2
Difusión
superficial
Precursor
Reacción
Superficial
Desorción
2CO
Catálisis heterogénea
15
ImportantesBajoProblemas de difusión
Muy DifícilFrecuenteDeterminación del mecanismo
Muy DifícilViableDeterminación de propiedades estéricas
y electrónicas del catalizador
AltaBajaSensibilidad al envenenamiento
Media-bajaAltaSelectividad
VariableAltaActividad
AltoVariableTiempo de vida del catalizador
AltaBajaEstabilidad térmica catalizador
No RequiereCaroRecuperación del catalizador
FácilDifícilSeparación de productos y cat.
SeverasSuavesCondiciones de reacción
Cat. HeterogéneaCat.Homogénea
Catálisis homogénea vs heterogénea
16
≈ Recibe su nombre del catalizador, que es una mezcla o
molécula orgánica que generalmente contiene una proteína que forma un
coloide liofílico ···········> “Enzima”.
≈ La catálisis enzimática no pertenece clara y definitivamente al
dominio de la catálisis homogénea.
≈ Está caracterizada por selectividades muy elevadas a bajas
temperaturas.
≈ Sin la catálisis enzimática no sería posible la vida.
:) La asimilación del CO2 por la clorofila de las plantas es un proceso
fotoquímico y catalítico
:) La formación de las cadenas de RNA
:) La transformación por las células, de albúminas, grasas,
carbohidratos así como la síntesis de otras moléculas
Ejemplos:
Catálisis enzimática
17
MECANISMOS DE REACCIÓN
En la reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2]
Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El
conjunto de estas etapas se conoce como mecanismo de la reacción.
Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales
se conocen como intermedios de reacción.
La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen
en la etapa más lenta.
Intermedio de reacción:
Altamente reactivo
No aparecen en las ecuaciones globales
Rápidamente alcanzan una concentración baja y constante
33
18
Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan
simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental.
Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc…
• Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción.
Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de
hidrólisis en los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O]
prácticamente constante la velocidad es independiente de ésta.
•Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues es muy
poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la energía y
orientación adecuadas.
Molecularidad
Si una reacción es una etapa elemental bimolecular, tiene una ecuación
de velocidad de segundo orden, pero si una ecuación es de segundo
orden no podemos decir nada sobre la molecularidad, pues puede ser
compleja.
19
Etapa Elemental
Etapa elemental: cada una de las etapas que forman parte de una
determinada reacción química compleja
2 H2 + O2 ⇔ 2 H2O
H2 → 2 H
H + O2 → HO + O
HO + H2 → H2O + H
O + H2 → HO + H
Mecanismo
Fase gaseosa
monomolecular
bimolecular
bimolecular
bimolecular
20Reacción que ocurre a través de un mecanismo SN2
Ejemplo de Mecanismo de Reacción
21
Reacciones que se producen en ambos sentidos y por lo general
conducen a un estado de equilibrio
Ejemplo: Isomerización unimolecular
Vdirecta = Vinversa
CH2 CH2 CH3CH:CH2
CH2
ciclopropano propeno
A
B
Tiempo
[ ]
A B
k1
k-1
Reacciones opuestas o reversibles
22
Reacciones paralelas o simultáneas
Reacciones en las cuales un reactivo participa simultánea e
independientemente en dos reacciones
A se consumirá igual que si participase en
una única reacción donde k = k1 + k2
k1/k2 = redimiento de B/ rendimiento de C
isopropenilciclobutano
1-metilciclohexeno
eteno + isopropeno
A C
B
Tiempo
[ ]
A B
C
k1
k2
Ejemplo
23
Reacciones consecutivas o en serie
Reacciones en las cuales el producto de una de las etapas elementales
es el reactante de la siguiente
A B C hidrólisis de haluros de alquilo
k2 >>> k1 k2 <<< k1
k1 k2
A C
B
Tiempo
[ ]
A C
B
Tiempo
[ ]
24
Reacciones complejas compuestas por reacciones
(a) de iniciación
(b) de propagación
(c) de terminación
Los intermediarios son radicales libres. Se forman en la etapa de
iniciación; dan origen a otros, conservando su número, en las etapas de
propagación, y se cancelan en la etapa de terminación.
Reacciones en cadena
25
Ejemplo de reacciones en cadena
Propagación
Terminación
⎯→⎯+• 3k
2BrH
•
+ BrH2
⎯→⎯+• 2k
2HBr •
+ HHBr
•
+ BrHBr
⎯→⎯+ −• 2k
HBrH
⎯→⎯+ −•• 1k
BrBr 2Br
•
⎯→⎯ Br2Br 1
k
2 Iniciación
HBrBrH 222 ⎯→⎯+
26
Ecuación de velocidad
v = k [O3]2 [O2]-1
Modelo de mecanismo de reacción
Conjunto de reacciones elementales que
satisface los hechos experimentales
2 O3 ⎯→ 3 O2
Diagrama del estudio cinético de una reacción química:
la descomposición del ozono
•
+
⎯⎯←
⎯→⎯
−
OOO
k
k
23
1
1
23 2
2
OOO
k
→+•
Medidas
experimentales
Deducción de la ecuación de velocidad
para el mecanismo propuesto
Aproximaciones
v = 2 k2 K1 [O3]2 [O2]-1
v = 3 k2 K1 [O3]2 [O2]-1
Equilibrio
Estado Estacionario
27
BA k
2⎯→⎯
[ ] [ ] ==−
dt
Bd
dt
Ad
BA k
⎯→⎯2
[ ]=−
dt
Ad
[ ]=−
dt
Ad
[ ]=−
dt
Ad
[ ]Ak2
2
1
[ ]2
Ak
[ ]2
Ak
[ ]=
dt
Bd
[ ]2
Ak2
[ ]=
dt
Bd
2
1 [ ]Ak
[ ]Ak
[ ]=
dt
Bd
Ejemplos de la definición y el uso
de los coeficientes estequiométricos
28
Mecanismo propuesto para
la descomposición del O3
[ ]31
Ok [ ][ ]•
−
− OOk 21
[ ][ ]32
OOk •
+
[ ] =
dt
Od 2
[ ] =
•
dt
Od
2 O3 ⎯→ 3 O2
[ ] =−
dt
Od 3
[ ]31
Ok [ ][ ]•
−
− OOk 21
[ ][ ]32
OOk2 •
+
[ ]31
Ok [ ][ ]•
−
− OOk 21
[ ][ ]32
OOk •
−
2
k
3 O2OO
2
→+•
•
+
⎯⎯←
⎯→⎯
−
OOO 2
k
k
3
1
1
29
Mecanismos de reacción
1. Suposición de equilibrio
Supone una o más reacciones reversibles que permanecen cercanas al
equilibrio durante la mayor parte de la reacción, seguidas por una etapa
limitante relativamente lenta.
Velocidad 1 = Velocidad -1
k1 y k-1 >>> k2
2. Suposición de estado estacionario
Durante la mayor parte de la reacción la concentración de todos los
intermediarios de reacción es constante y pequeña.
La variación de la concentración del intermediario es cero.
[ ] [ ][ ] [ ][ ] =−− ••
− 322131 OOkOOkOk
[ ] =
•
dt
Od
0
30
[ ] [ ][ ]•
−
= OOkOk 2131
[ ][ ]
[ ] 1
3
2
1
1
K
O
OO
k
k
==
•
−
[ ] =
dt
Od 2
invdir vv =
[ ]31
Ok [ ][ ]•
−
− OOk 21
[ ][ ]32
OOk2 •
+
[ ] [ ]
[ ]
[ ]
[ ]2
31
21
31
O
OK
Ok
Ok
O ==
−
•
Despejando [O•]
1. Suposición de Equilibrio
[ ] [ ][ ]32
2
2 OOk
dt
Od •
=Como en la primera etapa se establece el equilibrio
[ ]
[ ]2
31
O
OK
Reemplazando [O•] por
[ ] [ ]
[ ]
[ ] [ ]
[ ]2
2
3
123
2
31
2
2
22
O
O
KkO
O
OK
k
dt
Od
==
31
2. Suposición de Estado Estacionario
[ ]=31 Ok
[ ] =
dt
Od 2
Despejando [O•]
Para la formación de O2
[ ] [ ]3221
OkOk +−
[ ]31
Ok[ ] =•
O
[ ]31 Ok [ ][ ]•
−− OOk 21 [ ][ ]32
OOk2 •
+
[ ]31
Ok[ ] =
dt
Od 2 [ ]32 Ok2 [ ]
[ ] [ ]3221
31
OkOk
Ok
+−
+
Reemplazando [O•]
[ ] [ ]( )3221 OkOk +−
[ ]•
O
[ ]21 Ok− [ ]
[ ] [ ]3221
31
OkOk
Ok
+−
_
32
[ ] =
dt
Od 2
[ ] =
dt
Od 2
Si se supone que k-1[O2]>>>k2[O3]
[ ] =
dt
Od 2
[ ]2
3122 Okk+
[ ] [ ]3221 OkOk +−
[ ] [ ]3121 OkOk−−[ ]2
321 Okk+[ ] [ ]2131 OkOk −
[ ]2
3213 Okk
[ ] [ ]3221 OkOk +−
[ ]
[ ]2
2
3
O
O
213 kK
[ ]
[ ]
=
− 21
2
3213
Ok
Okk
Denominador común
[ ]31 Ok[ ]=
dt
Od 2
[ ]21 Ok− [ ]
[ ] [ ]3221
31
OkOk
Ok
+−
-
[ ]322 Ok [ ]
[ ] [ ]3221
31
OkOk
Ok
+−
+

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CINETICA QUIMICA 2

  • 1. 1 Tema 6 Cinética de las Reacciones Químicas
  • 2. 2 1. DEFINICIONES BÁSICAS TEMA 6 CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 2. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES 3. MECANISMOS DE REACCIÓN CINÉTICA QUÍMICA LEY DE VELOCIDADES Y ÓRDENES DE REACCIÓN ECUACIÓN INTEGRADA DE LA VELOCIDAD VELOCIDAD DE REACCIÓN ENERGÍA DE ACTIVACIÓN Y COMPLEJO ACTIVADO FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CATÁLISIS HOMOGÉNEA, HETEROGÉNEA Y ENZIMÁTICA MOLECULARIDAD Y ETAPA ELEMENTAL SUPOSICIÓN DE EQUILIBRIO REACCIONES OPUESTAS, PARALELAS, CONSECUTIVAS Y EN CADENA SUPOSICIÓN DE ESTADO ESTACIONARIO
  • 3. 3 DEFINICIONES BDEFINICIONES BÁÁSICASSICAS11 La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos mediante los que tienen lugar. La cinética química introduce la variable tiempo en el estudio de las reacciones químicas y estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos. t (s) [HI] La velocidad de formación de un producto d[HI]/dt (tangente) va disminuyendo con el tiempo Gráfica de una cinética química
  • 4. 4 La velocidad de reacción el la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo Br2 (ac) + HCOOH (ac) → 2 HBr (ac) + CO2 (g) Tiempo (s) [Br2] (mol/l) velocidad media 0 0.0120 3.8 · 10–5 50 0.0101 3.4 · 10–5 100 0.0084 2.6 · 10–5 150 0.0071 2.4 · 10–5 200 0.0059 d[Br2] d[HCOOH ] d[CO2] d[HBr] v = – ——— = – ————— = ——— = ——— dt dt dt 2 dt Ejemplo de velocidad de reacción Velocidad de reacción
  • 5. 5 Ley de velocidad y órdenes de reacción v = k [A]m [B]n… m, n … = órdenes de reacción parciales m + n +… = orden de reacción total k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la propia reacción y –si lo hay- del catalizador ) a A + b B → c C + d D Ley de velocidad: Ejemplos: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2] H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) v = k · [H2] · [Br2]1/2
  • 6. 6 Ejercicio 1: Determinar el orden de reacción : CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando los datos de la tabla 11,350,50,253 5,670,250,502 1 2,830,250,25 Experiencia v (mol·l–1·s–1)[H2O] (mol/l)[CH3-Cl] (mol/l) Ejercicio 2: En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) -> 2 NO2(g). Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 . 10 -3 mol-2L2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol L-1) de los reactivos son: a)a) [NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M b)b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M
  • 7. 7 Ecuación integrada de la velocidad La ecuación de velocidad integrada da las concentraciones de reactivos y productos en función del tiempo. Se obtiene por integración de la ley de velocidad: Cinética de primer orden Cinética de segundo ordenA → C [ ] [ ]Ak dt Ad tv =−=)( [ ] [ ] kt A A −= 0 ln Tiempo de vida medio: tiempo necesario para consumirla mitad de un reactivo t1/2 = 1/K × ln 2 t1/2 = 1/(K [A]0) [ ] [ ]2 )( Ak dt Ad tv =−= [ ] [ ] ktAA += 0/1/1
  • 8. 8 Energía de activación Energía Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos Energía Energía de activación y complejo activado
  • 9. 9 1.- Estado físico de los reactivos 2.- Concentración de los reactivos 3.- Temperatura 4.- Catalizadores Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. 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. Factores que influyen en la velocidad de reacción La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos. Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción
  • 10. 10 Dependencia de las velocidades de reacción con la temperatura k = A exp (-Ea/RT) ln k = -Ea/ RT + ln A Energía Fraccióndemoléculas Expresión de Arrhenius
  • 11. 11 Energía de activación Energía Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos ∆H>0 EnergíaProductos Productos E.A E.A E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo Reacción exotérmica Reacción endotérmica Dependencia de las velocidades de reacción con un catalizador
  • 12. 12 » Catalizadores homogéneos: se encuentran en la misma fase que los reactivos (normalmente solutos en una mezcla de reacción líquida) » Catalizadores heterogéneos: se encuentran en una fase diferente a la de los reactivos (catalizador en fase sólida y los reactivos en fase líquida o gas) ≈ De acuerdo con las condiciones en las que se llevan a cabo las reacciones es posible separar el fenómeno catalítico en tres dominios independientes: a) Catálisis homogénea b) Catálisis heterogénea c) Catálisis enzimática CLASIFICACIÓN DE CATALIZADORES22
  • 13. 13 Todas las especies cinéticamente activas, comprendido el catalizador, constituyen una misma fase, con una velocidad de reacción similar en todos los puntos. Inconveniente: Dificultad de separar el catalizador del medio reaccionante ⇒ Presenta un mayor costo que el de los procesos heterogéneos. La catálisis homogénea en solución (fase líquida) ha sido objeto de numerosos estudios y dentro de ella la catálisis ácido-base tiene un lugar muy importante. Catálisis homogénea
  • 14. 14 ETAPAS EN EL PROCESO CATALÍTICO Adsorción CO O2 Difusión superficial Precursor Reacción Superficial Desorción 2CO Catálisis heterogénea
  • 15. 15 ImportantesBajoProblemas de difusión Muy DifícilFrecuenteDeterminación del mecanismo Muy DifícilViableDeterminación de propiedades estéricas y electrónicas del catalizador AltaBajaSensibilidad al envenenamiento Media-bajaAltaSelectividad VariableAltaActividad AltoVariableTiempo de vida del catalizador AltaBajaEstabilidad térmica catalizador No RequiereCaroRecuperación del catalizador FácilDifícilSeparación de productos y cat. SeverasSuavesCondiciones de reacción Cat. HeterogéneaCat.Homogénea Catálisis homogénea vs heterogénea
  • 16. 16 ≈ Recibe su nombre del catalizador, que es una mezcla o molécula orgánica que generalmente contiene una proteína que forma un coloide liofílico ···········> “Enzima”. ≈ La catálisis enzimática no pertenece clara y definitivamente al dominio de la catálisis homogénea. ≈ Está caracterizada por selectividades muy elevadas a bajas temperaturas. ≈ Sin la catálisis enzimática no sería posible la vida. :) La asimilación del CO2 por la clorofila de las plantas es un proceso fotoquímico y catalítico :) La formación de las cadenas de RNA :) La transformación por las células, de albúminas, grasas, carbohidratos así como la síntesis de otras moléculas Ejemplos: Catálisis enzimática
  • 17. 17 MECANISMOS DE REACCIÓN En la reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) v = k · [H2] · [I2] Sin embargo, la mayoría de las reacciones suceden en etapas. El conjunto de estas etapas se conoce como mecanismo de la reacción. Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos finales se conocen como intermedios de reacción. La velocidad de la reacción dependerá de las sustancias que reaccionen en la etapa más lenta. Intermedio de reacción: Altamente reactivo No aparecen en las ecuaciones globales Rápidamente alcanzan una concentración baja y constante 33
  • 18. 18 Se llama molecularidad al número de moléculas de reactivos que colisionan simultáneamente para formar el complejo activado en una reacción elemental. Así hablamos de reacciones unimoleculares, bimoleculares, trimoleculares, etc… • Generalmente, en reacciones elementales, coincide con el orden de reacción. Sin embargo, existen casos en los que no coinciden, como las reacciones de hidrólisis en los que interviene una molécula de agua ya que al ser [H2O] prácticamente constante la velocidad es independiente de ésta. •Es raro que una reacción intervengan más de tres moléculas pues es muy poco probable que chocan entre sí simultáneamente con la energía y orientación adecuadas. Molecularidad Si una reacción es una etapa elemental bimolecular, tiene una ecuación de velocidad de segundo orden, pero si una ecuación es de segundo orden no podemos decir nada sobre la molecularidad, pues puede ser compleja.
  • 19. 19 Etapa Elemental Etapa elemental: cada una de las etapas que forman parte de una determinada reacción química compleja 2 H2 + O2 ⇔ 2 H2O H2 → 2 H H + O2 → HO + O HO + H2 → H2O + H O + H2 → HO + H Mecanismo Fase gaseosa monomolecular bimolecular bimolecular bimolecular
  • 20. 20Reacción que ocurre a través de un mecanismo SN2 Ejemplo de Mecanismo de Reacción
  • 21. 21 Reacciones que se producen en ambos sentidos y por lo general conducen a un estado de equilibrio Ejemplo: Isomerización unimolecular Vdirecta = Vinversa CH2 CH2 CH3CH:CH2 CH2 ciclopropano propeno A B Tiempo [ ] A B k1 k-1 Reacciones opuestas o reversibles
  • 22. 22 Reacciones paralelas o simultáneas Reacciones en las cuales un reactivo participa simultánea e independientemente en dos reacciones A se consumirá igual que si participase en una única reacción donde k = k1 + k2 k1/k2 = redimiento de B/ rendimiento de C isopropenilciclobutano 1-metilciclohexeno eteno + isopropeno A C B Tiempo [ ] A B C k1 k2 Ejemplo
  • 23. 23 Reacciones consecutivas o en serie Reacciones en las cuales el producto de una de las etapas elementales es el reactante de la siguiente A B C hidrólisis de haluros de alquilo k2 >>> k1 k2 <<< k1 k1 k2 A C B Tiempo [ ] A C B Tiempo [ ]
  • 24. 24 Reacciones complejas compuestas por reacciones (a) de iniciación (b) de propagación (c) de terminación Los intermediarios son radicales libres. Se forman en la etapa de iniciación; dan origen a otros, conservando su número, en las etapas de propagación, y se cancelan en la etapa de terminación. Reacciones en cadena
  • 25. 25 Ejemplo de reacciones en cadena Propagación Terminación ⎯→⎯+• 3k 2BrH • + BrH2 ⎯→⎯+• 2k 2HBr • + HHBr • + BrHBr ⎯→⎯+ −• 2k HBrH ⎯→⎯+ −•• 1k BrBr 2Br • ⎯→⎯ Br2Br 1 k 2 Iniciación HBrBrH 222 ⎯→⎯+
  • 26. 26 Ecuación de velocidad v = k [O3]2 [O2]-1 Modelo de mecanismo de reacción Conjunto de reacciones elementales que satisface los hechos experimentales 2 O3 ⎯→ 3 O2 Diagrama del estudio cinético de una reacción química: la descomposición del ozono • + ⎯⎯← ⎯→⎯ − OOO k k 23 1 1 23 2 2 OOO k →+• Medidas experimentales Deducción de la ecuación de velocidad para el mecanismo propuesto Aproximaciones v = 2 k2 K1 [O3]2 [O2]-1 v = 3 k2 K1 [O3]2 [O2]-1 Equilibrio Estado Estacionario
  • 27. 27 BA k 2⎯→⎯ [ ] [ ] ==− dt Bd dt Ad BA k ⎯→⎯2 [ ]=− dt Ad [ ]=− dt Ad [ ]=− dt Ad [ ]Ak2 2 1 [ ]2 Ak [ ]2 Ak [ ]= dt Bd [ ]2 Ak2 [ ]= dt Bd 2 1 [ ]Ak [ ]Ak [ ]= dt Bd Ejemplos de la definición y el uso de los coeficientes estequiométricos
  • 28. 28 Mecanismo propuesto para la descomposición del O3 [ ]31 Ok [ ][ ]• − − OOk 21 [ ][ ]32 OOk • + [ ] = dt Od 2 [ ] = • dt Od 2 O3 ⎯→ 3 O2 [ ] =− dt Od 3 [ ]31 Ok [ ][ ]• − − OOk 21 [ ][ ]32 OOk2 • + [ ]31 Ok [ ][ ]• − − OOk 21 [ ][ ]32 OOk • − 2 k 3 O2OO 2 →+• • + ⎯⎯← ⎯→⎯ − OOO 2 k k 3 1 1
  • 29. 29 Mecanismos de reacción 1. Suposición de equilibrio Supone una o más reacciones reversibles que permanecen cercanas al equilibrio durante la mayor parte de la reacción, seguidas por una etapa limitante relativamente lenta. Velocidad 1 = Velocidad -1 k1 y k-1 >>> k2 2. Suposición de estado estacionario Durante la mayor parte de la reacción la concentración de todos los intermediarios de reacción es constante y pequeña. La variación de la concentración del intermediario es cero. [ ] [ ][ ] [ ][ ] =−− •• − 322131 OOkOOkOk [ ] = • dt Od 0
  • 30. 30 [ ] [ ][ ]• − = OOkOk 2131 [ ][ ] [ ] 1 3 2 1 1 K O OO k k == • − [ ] = dt Od 2 invdir vv = [ ]31 Ok [ ][ ]• − − OOk 21 [ ][ ]32 OOk2 • + [ ] [ ] [ ] [ ] [ ]2 31 21 31 O OK Ok Ok O == − • Despejando [O•] 1. Suposición de Equilibrio [ ] [ ][ ]32 2 2 OOk dt Od • =Como en la primera etapa se establece el equilibrio [ ] [ ]2 31 O OK Reemplazando [O•] por [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ]2 2 3 123 2 31 2 2 22 O O KkO O OK k dt Od ==
  • 31. 31 2. Suposición de Estado Estacionario [ ]=31 Ok [ ] = dt Od 2 Despejando [O•] Para la formación de O2 [ ] [ ]3221 OkOk +− [ ]31 Ok[ ] =• O [ ]31 Ok [ ][ ]• −− OOk 21 [ ][ ]32 OOk2 • + [ ]31 Ok[ ] = dt Od 2 [ ]32 Ok2 [ ] [ ] [ ]3221 31 OkOk Ok +− + Reemplazando [O•] [ ] [ ]( )3221 OkOk +− [ ]• O [ ]21 Ok− [ ] [ ] [ ]3221 31 OkOk Ok +− _
  • 32. 32 [ ] = dt Od 2 [ ] = dt Od 2 Si se supone que k-1[O2]>>>k2[O3] [ ] = dt Od 2 [ ]2 3122 Okk+ [ ] [ ]3221 OkOk +− [ ] [ ]3121 OkOk−−[ ]2 321 Okk+[ ] [ ]2131 OkOk − [ ]2 3213 Okk [ ] [ ]3221 OkOk +− [ ] [ ]2 2 3 O O 213 kK [ ] [ ] = − 21 2 3213 Ok Okk Denominador común [ ]31 Ok[ ]= dt Od 2 [ ]21 Ok− [ ] [ ] [ ]3221 31 OkOk Ok +− - [ ]322 Ok [ ] [ ] [ ]3221 31 OkOk Ok +− +