2.- Cinética química

La cinética química es el estudio de la rapidez de transformación de una reacción química y de los mecanismos mediante los que tienen lugar.

2.1 Molecularidad y orden de reacción

El orden de reacción con respecto a cierto reactivo, es definido como la potencia (exponencial) a la cual su término de concentración en la ecuación de tasa es elevado.

Ejemplo______

Dada una reacción química 2A + B — > C conuna ecuación de tasa

r = k [A]² [B]¹

El orden de reacción con respecto a A sería 2 y con respecto a B sería 1, el orden de reacción total sería 2 + 1 = 3

 

2.2 Reacciones elementales y no elementales

En la siguiente reacción en la cual dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinarían con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

Sabemos que esta reacción es compleja, ya que se ha demostrado la existencia de compuestos intermedios. Un posible mecanismo de reacción estaría constituido por las siguientes reacciones elementales: 2NO à N₂O₂

Esa reacción elemental ocurriría en una primera etapa.

       N₂O_{2 +} O₂ à 2NO₂

Y esta sería la segunda reacción elemental.

Como podemos ver, la primera etapa es una reacción elemental bimolecular, dado que dos moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan para formar un compuesto intermedio, el N₂O_2.

La segunda etapa, es también una reacción bimolecular, donde el compuesto intermedio reacciona con oxígeno para obtener el producto final.

2.3 Mecanismos de reacción

La mayoría de las reacciones transcurren por mecanismos de varias etapas, llamadas reacciones elementales, la ecuación de una reacción indica el número de colisiones de moléculas de los reactivos implicados en el choque que produce la reacción.

Ejemplo_________

NO + F2 --(k1)->NOF +F	Etapa lenta
NO + F—(k2)->NOF	Etapa rápida

2NO+F_2-à 2NOF

Es coherente con la ley de velocidad obtenida v= k[NO][F₂]

2.4 Reacciones simples (irreversibles) y reacciones complejas (competitivas en serie y reversibles)

Una reacción compleja, o compuesta, ocurre como resultado de la superposición de dos o más etapas más simples.

Ejemplo: 2N2O5 à 4NO2 +O2

Se producen las siguientes etapas:

N2O5 ↔NO2 + NO3

 NO2 + NO3 → NO + O2 + NO2

 NO + NO3 → 2NO2.

La presencia de los intermedios NO3 y NO, que no aparecen implicados en la reacción global, es una clara demostración de que estamos ante una reacción compleja. En este caso (1) = 2(2) + (3) + (4), y se dice que los números estequiométricos de las etapas 2, 3 y 4 son 2, 1 y 1, respectivamente.

2.5 Ley de velocidad

Es la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo

Problema

Tenemos la siguiente reacción  Br₂ + HCOOH -> 2HBr +CO₂

Tiempo (s)	[Br2] (mol/l)	Velocidad media
0	0.0120	3.8x 10-5
50	0.0101	3.8 x 10-5
100	0.0084	3.4 x 10-5
150	0.00701	2.6 x 10-5
200	0.0059	2.4 x 10-5

Problema 

En la reacción de obtención del amoniaco a partir de sus componentes han desaparecido 85 mol/L de nitrógeno en 45 s. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida a los reactivos y al producto. 3 H2(g) + N2(g) <->  2 NH3(g)

VR = - 1/3 d[H2]/dt = - 1/1 d[N2]/dt = ½ d[NH3]/dt

VR = 1/3 VH2 = VN2 = ½ VNH3

De última ecuación podemos deducir:

VH2 = 3 VN2

VNH3 = 2 VN2

Por lo tanto:

 VN2 = ∆[N2]/∆t = 85 mol . L-1 / 45 s = 1,88 mol/ls

VH2 = 3 VN2 = 3 . 1,88 mol . L-1 . s-1 = 5,64 mol/ls

VNH3 = 2 VN2 = 2 . 1,88 mol . L-1 . s-1 = 3,76 mol/ls

Problema

Para la ecuación  2N₂O₅ -> 4NO₂ + O_{2 establece la ecuacion de velocidad.}

La velocidad de reacción seria:

2.6 Método integral para obtener constante de velocidad y orden parcial. Evaluación de ordenes cero, uno, dos y tres de reacción (reacción irreversible)

2.7 Tiempo de vida media para orden cero, uno, dos y tres de reacción (reacción irreversible)

2.8 Calculo de constante cinetica y orden de reacción utilizando el método de aislamiento de ostwald.