Introducción La Cinética Química (como área de estudio) es la rama de la química que estudia cuantitativamente la rapidez de una reacción, así como el cambio de la composición de los estados energéticos con respecto al tiempo. Una reacción química puede ser espontánea de acuerdo a las leyes termodinámicas, pero para saber si ocurre o no ocurre, ésta debe ocurrir en lapso de tiempo razonable. En este caso es imprescindible notar la diferencia entre espontaneidad y rapidez . Por ejemplo: 2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(l )
∆G < 0 (espontanea). (espontanea).
Sin Sin emba embarg rgo, o, no hay hay evid eviden enci cia a de que que ésta ésta reac reacci ción ón ocur ocurra ra,, debi debido do a que que es inmensamente lenta a 25°C 25°C y una una atmó atmósf sfer era a de pres presió ión. n. Otro Otro ejem ejempl plo o de esta esta situación, es el caso de la mayoría de los compuestos orgánicos que componen nuestras células del cuerpo. La mayoría de éstos no son estables desde un punto de vista termodinámico el cual predice que deberían reaccionar espontáneamente con oxígeno par producir bióxido de carbono y agua. Por otra parte para nuestra suerte, nuestro lapso de vida tiene una rapidez adecuada que no le da tiempo a que todos esos procesos ocurran en ese intervalo sin ayuda de un catalítico. Por lo tanto estas reac reacci cion ones es está están n cont contro rola lada dass por por la rapi rapide dezz en que que ocur ocurre ren n y no por por si son son espontáneas o no. Por lo tanto, NO HAY RELACIÓN ENTRE ESPONTANEIDAD Y RAPIDEZ. Para Para predec predecir ir cuán cuán rápid rápido o ocurre ocurren n las las reacci reaccione oness neces necesita itamos mos los los principios de la Cinética Química Q uímica Algunos términos importantes Cinética Química (en una reacción) - tiene que ver con la rapidez de la reacción
química y el estudio de los factores que determinan o controlan la rapidez de un cambio químico tales como: la naturaleza de los reactivos o productos, concentración de las especies que reaccionan, el efecto de la temperatura, la naturaleza del medio de reacción y la presencia de agentes catalíticos. Para entender los diferentes pasos o procesos elementales de cómo ocurren las reac reacci cion ones es a nive nivell atóm atómic icoo-mo mole lecu cula lar, r, a travé travéss de los los cual cuales es los los reac reactitivo voss se convierten en productos debemos estudiar los mecanismos de la reacción. Mecanismo de reacción - es la serie de pasos elementales a través de los cuales los
reactivos se convierten en productos. Una vez que se conoce el mecanismo de una reacción podemos controlar las condiciones óptimas para la reacción y obtener una mayor mayor cantid cantidad ad de produ producto ctoss en menor menor tiempo tiempo.. El mecan mecanism ismo o de una una reacc reacció ión n representa lo que nosotros creemos que ocurre a nivel atómico molecular, la serie de transformaciones al nivel atómico-molecular y se postula en base a los resultados de experimentos donde se ha determinado como afectan los diferentes factores la rapidez de la reacción. La estequiometria estequiometria de la reacción es siempre mucho más sencilla que el mecanismo y no nos dice nada sobre éste. Ejemplo: 2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(l )
Para esta reacción se postulan los mecanismos siguientes:
Cada reacción ocurre en un solo paso al nivel molecular y donde aparecen envueltas especies intermedias reactivas como H, O, OH y HO 2 que no aparecen en la ecuación química balanceada. Molecularidad - número de moléculas, (radicales, átomos y/o iones) envueltos en
cada acto molecular individual que resulte en la transformación de reactivos a productos. Debe ser un número entero positivo. Es un concepto teórico: uni, bi, ter ó trimolecular. Ley de rapidez de reacción - expresión matemática que relaciona el cambio en
concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo y que se determina experimentalmente. Siempre tiene un valor positivo y es proporcional a la concentración de los reactivos.
Determinación de la ley de rapidez Podemos determinar la ley de rapidez de reacción por un experimento donde se mida el cambio en concentración de una especie como función de tiempo. Si la especie es un reactivo (R), la concentración del mismo disminuye con el tiempo y si la especie es un producto (P), la concentración aumenta con el tiempo.
Ejemplo: Para la reacción C2H5I
C2H4 + HI
El cambio en concentración del reactivo es negativo porque desaparece y por esto la rapidez de desaparición. Teoría de Colisiones De acuerdo a la Teoría de Colisiones las reacciones ocurren cuando hay choques efectivos entre moléculas donde la rapidez de la reacción es proporcional al número de choques por unidad de tiempo multiplicada por la fracción del número total de choque que son efectivos.
Los choques efectivos dependen de la naturaleza de los reactivos y su concentración, la orientación cuando ocurre el choque y la temperatura que afecta la energía cinética de las moléculas. Ejemplo: Efecto de orientación.
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 H H
I I
I2 + H2
Choq ue
a i c e f z
N o e f i c a z
I I
I
H
I
H
H H
HI + HI
H
I
H
I I I
H H
I2 Velocidad de reacción
H2
Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo y bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo .La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/l·s. La velocidad de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de años. Energía de Activación Al analizar los cambios en energía potencial y en energía cinética que experimentan un par de moléculas al chocar en la fase gaseosa encontramos los siguientes factores. 1. Según las moléculas se aproximan una a la otra empiezan a sentir la repulsión entre las nubes electrónicas y entonces la rapidez de movimiento disminuye, reduciendo la energía cinética y aumentando la energía potencial debido a la repulsión. Si las moléculas inicialmente no se están moviendo rápidamente cuando entran en esta colisión, las moléculas se detendrán y se invertirá la dirección de movimiento antes de que ocurra una compenetración considerable de las nubes electrónicas. Así que las moléculas con energía cinética baja al acercarse rebotan sin llegar a reaccionar. 2. Por otra parte, si las moléculas que se mueven rápidamente pueden vencer las fuerzas de repulsión y penetrar las nubes electrónicas y formar nuevos enlaces y así formar productos. Al compenetrarse las nubes electrónicas aumenta considerablemente la energía potencial del sistema. Así que un choque será efectivo si las moléculas que chocan tienen una rapidez relativa alta.
3. Al formarse los productos y éstos separarse, la energía potencial disminuye, aumentando la rapidez de separación de los mismos. La energía mínima que deben tener las moléculas para que el choque sea efectivo se conoce como la Energía De Activación de reacción. Factores que influyen en la rapidez de reacción Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Efecto de la temperatura sobre la rapidez de reacción Distribución de energía en función de temperatura - La rapidez siempre es
proporcional a la temperatura ya que la energía cinética es también proporcional a la temperatura y esto hace que aumente el número de choques entre partículas. Un aumento de 10 grados en temperatura puede aumentar la rapidez de las moléculas por un 20 a un 30% y esto se traduce a un aumento en la rapidez de reacción de un 200 a 300%. Además un aumento en temperatura aumenta la fracción de choques moleculares que son efectivos y este factor sobre pasa el aumento en el número total de choques por unidad de tiempo. A mayor temperatura, la curva de distribución está desplazada en la dirección de energías cinéticas mayores. Esto resulta en que el número de moléculas que tienen capacidad para reaccionar aumenta con un incremento en la temperatura y por lo tanto la rapidez de reacción aumenta.
Estado Físico de los Reactivos Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad de reacción también es menor, pues la posibilidad de choques se verá disminuida. En cambio, si el área de contacto es mayor, los choques serán más probables y la velocidad de reacción será mayor. Agentes Catalíticos
Los agentes catalíticos aumentan la rapidez con que se produce una reacción y al final se recobran en su estado original o inalterado. Algunos ejemplos de agentes catalíticos son: Platino (Pt), Oxido de manganeso (MnO 2), yoduro de potasio (KI), oro (Au) y las enzimas. Éstos tienen la habilidad de acelerar la reacción, pero no tienen la capacidad de hacer que una reacción no espontánea, ocurra. En una reacción catalizada el agente catalítico se usa en uno de los pasos y más tarde se regenera en un paso subsiguiente. Los mecanismos catalizados son diferentes al no-catalizado y la energía de activación es menor, y por lo tanto la rapidez aumenta.
El agente catalítico no es un reactivo ni un producto y tiene el mismo efecto en la reacción directa como en la reacción reversa Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas. Las enzimas son catalizadores biológicos, moléculas de proteínas que actúan como catalizadores aumentando la velocidad de reacciones bioquímicas específicas. Concentración de los reactivos La mayoría de las reacciones son más rápidas entre más concentradas se encuentren los reactivos. Cuanto mayor concentración, mayor frecuencia de colisión. La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. Teoría del Estado de Transición (Complejo Activado) Las moléculas de los reactivos antes de ser convertidas en productos deben pasar por una especie intermedia inestable de alta energía potencial. El COMPLEJO ACTIVADO existe en el tope de la barrera de energía potencial como resultado de una colisión efectiva. No corresponde ni a los reactivos ni a los productos y puede ir tanto en una dirección como en la otra. Ejemplo:
E.A sin catalizador Los catalizadores
E.A con catalizador negativo
negativos aumentan la Comple jo activad o í g r e n E
E. A
a
Reacti vos
energía de activación Energía de activació n
Energía g r e n E
a í
E.A con catalizador Los catalizadores positivo Comple positivos jo disminuyen activad la energía de o activación
de activació n
E. A
Transcurso de la reacción
Produc tos
H> 0
H< 0 Produc tos
Reacción exotérmica
Reacti vos
Transcurso de la reacción
Reacción endotérmica
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas son expresiones abreviadas de los cambios o reacciones químicas en términos de los elementos y compuestos que forman los reactivos y los productos se clasifican en: NOMBRE
EXPLICACIÓN
Composición o síntesis
Es aquella donde dos o más sustancias se unen para formar un solo producto
EJEMPLO
2CaO(s)
+
H2O(l)
Descomposición o análisis
Ocurre cuando una molécula es descompuesta en los elementos que la integran
2HgO (s)
→
Neutralización
En ella un ácido reacciona con una base para formar una sal y desprender agua.
H2SO4 (ac)
+ 2NaOH(ac) →
Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
Desplazamiento
Un átomo sustituye a otro en una molécula
CuSO4
+
→
FeSO4
+
Intercambio o doble desplazamiento
Se realiza por intercambio de átomos entre las sustancias que se relacionan
K2S
→
K2SO4
+ MgS
Sin transferencia de electrones
Se presenta solamente una redistribución de los elementos para formar otros sustancias. No hay intercambio de electrones.
Con transferencia de electrones (REDOX)
Hay cambio en el número de oxidación de algunos átomos en los reactivos con
2Hg(l)
Fe
+ MgSO4
→
Ca(OH)2(ac)
+
O2(g)
Reacciones de doble desplazamiento
Reacciones de síntesis, descomposición, desplazamiento
Cu
respecto a los productos.
Reacción endotérmica
Reacción exotérmica
Es aquella que necesita el suministro de calor para llevarse a cabo.
Es aquella que desprende calor cuando se produce.
2NaH
2C ( grafit o)
2Na(s)
+
H2(g)
+
→
H2(g)
C2H2 (g) ΔH=54.85 kcal
Fuente:www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/ reacciones_quimicas.htm
