1. CinéticaQuímica Capítulo 14. Brown, T., LeMay H. & B. Bursten. (2004). Química La Ciencia Central. 9na Edición. Prentice Hall. Dr. Luis Domínguez Química General I (P012) – 2008 II

2. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores que influyen en la velocidad de la reacción

3. Dado que en las reacciones se rompen y forman enlaces, su rapidez depende principalmente de la naturaleza de los reactivos. Sin embargo, otros factores influyen a MACRO y MICRO escala (i.e. nivel molecular). Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores que influyen en la velocidad de las reacciones

4. El estado físico de los reactivos. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (1)

5. La concentración de los reactivos. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (2)

6. La temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. “El aumento de la temperatura incrementa la energía cinética, incrementando así el choque entre moléculas y la velocidad de la reacción” Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (3)

7. La presencia de un catalizador. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (4)

8. La presencia de un catalizador. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (4)

9. La presencia de un catalizador. “Agentes que aumentan las velocidades de la reacción sin transformarse, a través de la reducción de la energía necesaria” Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (4)

10. La presencia de un catalizador. “Los seres vivos catalizamos nuestras reacciones a través de las encimas” Dr. Luis Dominguez - 2008 II Factores en la macroescala (4)

11. El modelo de colisiones, basado en la teoría cinético molecular, explica el efecto de la temperatura y la concentración de los reactivos en la velocidad de la reacción. Dr. Luis Dominguez - 2008 II El modelo de colisiones

12. Los factores que determinan el éxito de las colisiones son: La frecuencia de las colisiones (Cantidad de reactivos). La orientación de las colisiones. La fuerza de la colisión (Energía cinética). Dr. Luis Dominguez - 2008 II El modelo de colisiones

13. La frecuencia de las colisiones (Cantidad de reactivos). Dr. Luis Dominguez - 2008 II El modelo de colisiones

14. La orientación de las colisiones. Dr. Luis Dominguez - 2008 II El modelo de colisiones

15. La fuerza de la colisión (Energía cinética). Dr. Luis Dominguez - 2008 II El modelo de colisiones

16. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidades de reacción

17. Considere la reacción de moléculas rojas (A) para formar moléculas azules (B): A ->B Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidades de reacción Nota: Cada esfera representa 0.01 Mol del elemento

18. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidades de reacción

19. La velocidad de esta reacción se expresa en términos de velocidad (v) de desaparición del reactivo A, o v de aparición del producto B. Esa razón de cambio de la concentración de un elemento en un determinado periodo de tiempo se denomina velocidad media. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidades de reacción

20. Velocidad media. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidades de reacción

21. En situaciones reales, la velocidad de reacción cambia con el tiempo, debido al cambio de concentración de los reactivos. La velocidad de la reacción a un tiempo t entonces será la velocidad instantánea. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Cambio de velocidad con el tiempo

22. Velocidad instantánea. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Cambio de velocidad con el tiempo

23. En una reacción hipotética el reactivo A se transforma en el producto B. La reacción se inicia con 1 mol de A. Al cabo de 20 s hay 0.54 mol de A y 0.46 mol de B. A los 40 s de iniciada la reacción, existen 0.3 mol de A y 0.7 mol de B. Cual es la velocidad promedio de toda la reacción Cuales serian las velocidades instantáneas de Aa los 20 y 40s? Que conclusiones se puede obtener respecto a la velocidad de desaparición de A y la de formación de B? Dr. Luis Dominguez - 2008 II Ejemplo de aplicación

24. 1. (VELOCIDAD DE REACCIÓN) A partir de los datos de la TABLA #1 y con la ayuda de una gráfica calcule la rapidez de cambio instantáneo de [A] en función del tiempo a los 10 min de transcurrida la reacción A -> B. La referida reacción transcurre a temperatura, catalizador y área superficial constantes. Su respuesta acompañarla con las dimensiones respectivas. Todo el trabajo de graficar y calcular llévelo a cabo dentro de los recuadros. Se adjunta la cuadrícula para la representación gráfica de los datos presentados. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Ejemplo de aplicación (2)

25. 2. (VELOCIDAD MEDIA DE UNA REACCIÓN) Utilice los datos de la TABLA #2 para calcular la velocidad media de la reacción A -> B entre 10 segundos y 20 segundos, particular que debe ser realizado en el recuadro en blanco: Dr. Luis Dominguez - 2008 II Ejemplo de aplicación (3)

26. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidad de reacción y estequiometría

27. En el ejemplo anterior, la estequiometria exigía que por cada molécula de A , se generaba una molécula de B. A ->B Que sucede cuando las relaciones reactivo-producto no son 1 a 1? 2A + C->B Dr. Luis Dominguez - 2008 II Velocidad de reacción y estequiometría

28. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Métodos para determinar el orden de una reacción

29. Usando el calculo integral las leyes de rapidez tienen una ecuación específica dependiendo del orden de la reacción. Orden cero, n = 0 Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método gráfico de rapidez integrada m= -k A t y = mx + b

30. Orden uno, n = 1 Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método gráfico de rapidez integrada y = mx + b m= -k lnA t

31. Orden dos, n = 2 Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método gráfico de rapidez integrada y = mx + b m= k 1/A t

32. Como aplicarlo? Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método gráfico de rapidez integrada

33. Para dos o más reactivos, uno de los reactivos se varía sistemáticamente manteniendo la concentración de los otros reactivos constante y observando como varía la rapidez de reacción. Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método de aislamiento

34. Conociendo que: Dr. Luis Dominguez - 2008 II Método de aislamiento Para HgCl2 constante Para C2O4-2 constante Orden total = 1 + 2 = 3 (tercer orden)