examen de quimica oswaldo gonzalez

1. EQUILIBRIO QUIMICO
Y VELOCIDAD
DE REACCION

2. Se estudiará por qué al inicio de un proceso químico las velocidades de las
reacciones de un sentido izquierda-derecha no son necesariamente iguales
en sentido contrario, es decir, derecha – izquierda. Al igual que reacciones
que solo se dan en sentido izquierda – derecha.
No necesariamente un reactivo limitante se consume o reacciona en su
totalidad en un proceso químico, mas bien se aproxima a un equilibrio que
da origen a una mezcla de sustancia de productos y reactivos.
 REACCION REVERSIBLE O INVERSA:
Pueden ser reversibles o irreversibles.
Solo pueden llevarse en efecto en un solo sentido, izquierda – derecha.
CaCO → CaO + CO
3(s)
(I)2
(g)

3. La descomposición solo se da en el sentido mostrado en la ecuación. Se le conoce
también como reacciones directas.
Una reacción reversible puede llevarse en ambos sentidos, izquierda – derecha y
derecha – izquierda.
H + I ↔ 2HI
2(g)
2(g)
(g)
El hidrógeno molecular reacciona con yodo molecular para formar moléculas de
yoduro de hidrógeno.
H + I → 2HI
2(g)
2(g)
(g)
A su vez también se lleva en efecto la reacción de la descomposición del HI en
H e I
2
2
2HI → H + I
(g)
2(g)
2(g)

4. Notese que ambas reacciones se lleva e n efecto al mismo tiempo.
 VELOCIDADES DE REACCION:
O cinética química, nos permite valorar la rapidez de desaparición de los
reactivos de una racción química en un intervalo de tiempo.
Esta rapidez consiste en un cambio de concentración de los reactivos en
Un intervalo de tiempo. Molaridad por segundo [M/s].
• Si tuvieramos una reacción representada por A → B, entonces las expre_
siones serían:
V = - ∆ *A+
∆t
•
Respecto al producto B, la rapidez de aparición sería:
V = ∆*B+
∆t

5. El símbolo ∆ indica cambio de concentración o tiempo. Note también el signo
negativo de la primera ecuación. La concentración de [A] disminuye en el
intervalo de tiempo y ∆*A+ siempre será negativo, al multiplicarse por el signo
negativo de la fracción se garantiza el valor positivo de la velocidad.
En un sistema cerrado donde se lleva una reacción reversible (↔), al inicio las
velocidades de la reacción directa (→) e inversa (←) son diferentes al transcu_
rrir cierto tiempo, estas se igualan y establecen un equilibrio químico.
V = - ∆ *A+ ‗ ∆ *B+
∆t
∆t

6.  TEORIA DE COLISIONES:
Todo proceso químico tiene un procedimiento antes, durante y después
De la reacción:
1. En la etapa inicial los iones, átomos o moléculas deben colisionar o chocar
para iniciar la reacción.
2. Durante la reacción, estos deben chocar con una orientación apropiada
a fin de producir moléculas o sustancias de producto.
3. Las colisiones deben aportar cierta energía umbral o mínima denominada
Energía de Activación.

7.  COLISIONES ATOMICAS Y MOLECULARES:
La intensidad de colisión entre iones, átomos o moléculas dependen de la
concentración y temperatura. Cuanto mayor sea ésta en un intervalo de
tiempo, mayor la velocidad de reacción.
A mayor concentración, mayor número de iones, átomos o moléculas se tendrá
mayor cantidad de choques en determinado tiempo. Así mismo, al aumentar la
temperatura, la energía de las moléculas aumenta y colisionan con mayor
rapidez y fuerza, aumentando la cantidad de choques y la velocidad de reacción
aumenta.
 ORIENTACION EN LAS COLISIONES:
La orientación del ión, átomo o molécula es importante para generar una
Colisión efectiva. Una colisión inefectiva reflejará que no hay reacción:
CI + NOCI → NO + CI
2

8.  ENERGIA DE ACTIVACION:
Las moléculas en cada estado de agregación presentan una energía cinética,
pero para que se de una reacción, a nivel microscópico deben chocar entre
sí, romper enlaces y reorganizarse nuevamente, lo que se manifiesta en un
nuevo compuesto químico.
Si la energía cinética inicial es pequeña, las moléculas rebotan entre sí y que_
dan intactas. Es decir, existe un umbral o energía mínima de choque y no se
llevará a cabo ninguna reacción.
Las moléculas que colisionan deben tener una energía cinética en magnitud
igual o mayor a un cierto valor mínimo conocido como Energía de Activación
(Ea) y varía de una reacción a otra.
A + B → C + D