1) La cinética química estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la controlan. 2) La velocidad de reacción depende de la concentración de los reactivos y la energía de activación requerida. 3) Factores como la temperatura, concentración, estado de división y catalizadores afectan la velocidad al modificar la energía de colisión de las moléculas.

1. CINETICA QUÍMICA PROF. Andrea Mena T. NM3

2. Cinética Química Rama de la química que estudia: 1. Cuantitativamente la rapidez de reacción. 2. L os factores que determinan o controlan la rapidez de un cambio químico.

4. Velocidad de Reacción Cantidad de reactivo que se consume o la cantidad de producto que se forma, en una unidad de tiempo determinado. La cantidad de sustancia se debe expresar en unidades de concentración [ ]

5. Teoría de Colisiones Propuesta en 1920 por Gilbert N. Lewis Para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque. Pero no todos los choques son iguales. El choque que provoca la reacción se denomina choque eficaz y debe cumplir estos dos requisitos: a) Que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos. b) Que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

6. Eficaz Suficiente Positiva Ineficaz Ineficaz Tipo de Choque Insuficiente Insuficiente Energía Negativa Positiva Orientación

7. Hay dos tipos de colisiones: Horizontal – Colisión más lenta Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva Colisión Horizontal: Observemos que luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.

8. Colisión Vertical: La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión sucede con mucha velocidad y por tanto más rápida y más efectiva. Torna la reacción química más rápida.

9. ENERGÍA DE ACTIVACION (Ea) Es la energía mínima que los reactivos precisan para que inicie la reacción química. Esta energía mínima es necesaria para la formación del complejo activado. Complejo Activado: es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado. Cuanto mayor la energía de activación, más lenta es la reacción porque aumenta la dificultad para que el proceso suceda.

11. Factores Concentración: Los choques efectivos cuando se incrementa la concentración, aumentan los choques y la velocidad de r(x). Temperatura: Al aumentar la t° hay un mayor n° de moléculas reaccionantes que alcanzan E.A. Catalizador: aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse.

12. 1. Temperatura La Velocidad de R(x) se duplica cuando la T° aumenta en 10°C, es decir si elevamos la T° aumenta la velocidad de R(x). A medida que aumentamos la T° las moleculas se desplazan con mayor rapidez (Aumenta la Energía Cinética), lo que provoca mayor cantidad de choques alcanzando la Energía de Activación.

13. 2. Concentración La velocidad de R(X)aumentará si elevamos la [ ] de uno de los reactivos, ya que el n° de choques entre atomos es más frecuente. Si se duplica la [Reactivos], la velocidad de la reacción tambien se duplica.

14. Gráfico: Producción de Hidrógeno

15. 3. Estado de División de Reactantes La velocidad de R(x) será mayor cuando más divididos se encuentren los reactantes en estado sólido, por que de esta manera aumenta la superficie de contacto entre las moleculas, y por ende la probabilidad de choques.

16. 4. Efecto Catalizadores Catalizador: Sustancia que aceleran la velocidad de una reacción. Participan en el pero no se consumen. El efecto de un Catalizador es bajar la energía de activación de las partículas reaccionantes. Para que un mayor n° de particulas choquen efectivamente (Rompan sus enlaces y formen nuevos).

17. Los Catalizadores se clasifican en 2: Homogéneos: Catalizador se encuentra en la misma fase que los reactantes. b) Heterogéneos: Catalizador se encuentra en distinta fase que los reactantes.

18. Expresión de Velocidad: I 2 (g) + H 2 (g) ------- 2 HI(g) V = K [ I 2 ] [ H 2 ] a [ I 2 ] = 1 ; ß [ H 2 ] = 1 Orden de la Reacción (a + ß) es 2 (Reacción de Segundo Orden)

19. Equilibrio Químico Es una reacción reversible , es decir, que se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se mantienen constantes , es decir, ya no varían con el tiempo, se dice que la reacción ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO

20. Constante de equilibrio (K c ) En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D la constante K c tomará el valor: para concentraciones en el equilibrio La constante K c cambia con la temperatura ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

21. 1. Sólo alcanza el equilibrio un sistema cerrado. 2. Las propiedades observables del sistema (masa, temperatura), no varían en el tiempo . Ke = 1 Equilibrio - Ke menor que 1= Favorece la formación de Reactantes . - Ke es mayor que 1= Favorece la formación de productos

22. Principio de Le Chatelier “ Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

23. Variaciones en el equilibrio  [reactivos] > 0   [reactivos] < 0   [productos] > 0   [productos] < 0   T > 0 (exotérmicas)   T > 0 (endotérmicas)   T < 0 (exotérmicas)   T < 0 (endotérmicas)   p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases MUY IMPORTANTE MUY IMPORTANTE Variación en el equilibrio

24. http://quimicalibre.com/acidos-y-bases/

25. Ácidos y Bases Teoría de Arrhenius 1887 el químico sueco S. Arrhenius explicó que la conducción eléctrica a través de soluciones ácidas y básicas. Ácidos = son aquellas sustancias que ceden protones en solución acuosa. HA -------- A- + H+ EJ: HF(ac) ------ H+ + F- Bases = son aquellas sustancias que ceden Hidróxidos en solución acuosa. BOH --------- B+ + OH- Ej: NaOH ------- Na + + OH-

26. Teoría de Bronsted - Lowry Teoría que explica todos los acidos y bases (no solo las sustancias que poseen H+ y OH-) Ácido: Sustancia que cede protones HBr ----- H+ + Br- Base: Sustancias que captan o aceptan protones.

27. Reacciones ácido – base Ácido I + Base II ------ base + ácido Conjugada I Conjugado II Ejemplo: HA + B ------ A- + BH+ HCl + H 2 O ------- Cl - + H 3 O + (ácido) (Base) (B. Conj) (A. Conj) H 2 O + NH 3 ------ OH - + NH 4 +

28. Medidad de Acidez y Basicidad Es posible matemáticamente, pero tambien se pueden medir a traves de instrumentos especializados como paple Ph universal o peachimetro . PH = Es una medidad de acidez de las sustancias. Existe una escala de Ph propuesta por Sörensen (rango de 0 a 14)

29. Formula para calcular el pH: Para calcular el pOH: La escala de pH distingue tres zonas:

30. Indicadores Son Compuestos orgánicos. Cambian de color en presencia de un ácido o una base. Son utiles en la Titulación de ácidos y bases. Ejemplos:Fenolftaleina, Naranja de metilo, Azul de Bromotimol , Papel de Tornazol .

31. Neutralización Reacción Qca entre un ácido y una base. Ácido + Base ------ Sal + agua Posee un pH igual a 7 (Neutro) Los ácidos y las bases se disocian en solución acuosa. Ejemplo: HCl + NaOH ------ NaCl + H 2 O H+ + Cl- + Na+ + OH- ----- Na+ Cl- + H 2 O