Tipos de reacciones según las fases de los reaccionantes.docx

REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL RAFAEL MARÍA BARALT ESCUELA DE INGENIERIA CÁTEDRA: TRANSFERENCIA DE CALOR PROFESORA: ANDREINA CHURIO VI SEMESTRE

ANÁLISIS Y DISEÑO DE EQUIPOS DE TRANSFERENCIA DE CALOR USADOS EN LA INDUSTRIA DEL GAS NATURAL

INTEGRANTES: ATENCIO, RENE VILLAREAL, ELEAZAR

LA CAÑADA DE URDANETA, FEBRERO DE 2016

ESQUEMA 1. TIPOS DE REACCIONES SEGÚN LAS FASES DE LOS REACCIONANTES 1.1.- reacción homogénea 1.2.- reacción heterogénea 2. VELOCIDAD DE REACCIÓN 3. ORDEN DE REACCIÓN 4. CONSTANTE CINÉTICA 5. MOLECULARIDAD 6. SELECTIVIDAD 7. CONVERSIÓN 8. CINÉTICA DE REACCIÓN Y REACTORES 8.1. La concentración de reactivos 8.2. La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción 8.3. La presencia de un catalizador 8.4. El área superficial de los reactivos o catalizadores 9. DEPENDENCIA DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN CON LA TEMPERATURA 10. DEPENDENCIA DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN CON LA CONCENTRACIÓN 11. FINALIDADES DE LOS ESTUDIOS DE LA CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 12. DEDUCCIÓN DEL MECANISMO DE REACCIÓN 1. TIPOS DE REACCIONES SEGÚN LAS FASES DE LOS REACCIONANTES 1.1.- reacción homogénea: una reacción homogénea ocurre cuando los reactives y productos están en una sola fase y se desarrolla en forma homogénea en todas las partes de la fase.

1.2.- reacción heterogénea: Una reacción heterogénea ocurre cuando las sustancias están en fases diferentes y se desarrolla sólo en la interface, es decir, la zona de contacto entre las sustancias reaccionantes. 2. VELOCIDAD DE REACCIÓN La velocidad de reacción designa a la cantidad de sustancia que se convierte en una reacción dada, por unidad de volumen y de tiempo. El estudio de la rapidez de una reacción y de los factores que la afectan pertenece a un área de la química llamada cinética química. La rapidez de una reacción química se refiere a la cantidad de sustancias reaccionantes que se consumen o de productos que se forman en un tiempo determinado. La rapidez de una reacción se puede entender con la teoría de las colisiones, que trata de explicar cómo reaccionan las sustancias para formar un producto. Esta teoría considera que las partículas de las sustancias reaccionantes tienen que chocar en forma efectiva para poder reaccionar. Una colisión efectiva ocurre cuando las partículas tienen la debida orientación y chocan con suficiente energía; involucra un proceso energético y un arreglo definido de las partículas reaccionantes entre sí. 3. ORDEN DE REACCIÓN El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la rapidez de la reacción. Este es también llamado orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente, y está representado por la letra n. Con base en los valores más comunes de n, se clasifican las reacciones químicas, de la manera siguiente:

4. CONSTANTE CINÉTICA Representa la proporcionalidad entre la velocidad de reacción y las variables que la afectan, fundamentalmente la concentración.

5. MOLECULARIDAD La molecularidad de una reacción es el número de moléculas que reaccionan en una etapa elemental. De esta manera, podemos tener: 

Reacciones unimoleculares: en las que sólo participa una molécula. Un ejemplo es la conversión del ciclopropano en propeno: una molécula de ciclopropano se convierte directamente en propeno, sin necesidad de otro reactivo.



Reacciones bimoleculares: participan dos moléculas. Constituyen el mayor ejemplo de reacciones. Todas las analizadas para los óxidos nitroso (NO) y nítrico (NO2) en el tema anterior, constituyen ejemplos de reacciones bimoleculares.



Reacciones trimoleculares (o termoleculares): participan tres moléculas. Son menos probables, dado que requiere que colisionen tres moléculas al mismo tiempo. La formación de ozono (O3) a partir de oxígeno (O2) es un ejemplo de una reacción termolecular.

3 O2(g) → 2 O3(g) 6. SELECTIVIDAD Es la relación entre la cantidad de producto obtenido y la cantidad de reactivo consumido en el reactor en moles afectando dicha relación por su factor estequiométrico.

7. CONVERSIÓN Se define como la relación entre la cantidad de reactivo consumido y la cantidad de reactivo alimentado en moles.

8. CINÉTICA DE REACCIÓN Y REACTORES 8.1.

La concentración de reactivos: Por lo general, a medida que la concentración de un reactivo aumenta, también aumenta la rapidez de una reacción química. La relación entre la velocidad de reacción y la concentración puede describirse matemáticamente a través de las denominadas leyes de velocidad.

8.2.

La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción: La velocidad de una reacción química aumenta al elevarse la temperatura del proceso. En la vida diaria los alimentos suelen estar refrigerados (forzando una

disminución de la temperatura) para que los mismos no se descompongan tan rápido como les sucedería a temperatura ambiente. La temperatura es el factor más influyente en la velocidad de reacción. Las constantes asociadas a las leyes de velocidad son dependientes de la temperatura del proceso.

8.3.

La presencia de un catalizador: La rapidez de muchas reacciones químicas puede ser aumentada agregando una sustancia conocida como catalizador. Por ejemplo, una reacción que tenga constante de equilibrio grande podría desarrollarse a velocidades muy lentas. En un proceso industrial, sería un desperdicio no aprovechar las características favorables de esta reacción debido a la baja velocidad de reacción. Una sustancia catalizadora podría ayudar a aumentar lo suficiente las velocidades. Se dice que los catalizadores, aunque ayudan a elevar la velocidad de la reacción, no son consumidos en la misma. Sin embargo, en muchos casos estas sustancias suelen experimentar cambios y son consumidos parcial o totalmente. Resulta más apropiado decir que un catalizador es cualquier reactivo que puede aumentar la velocidad de una reacción aunque no sea realmente requerido por la estequiometria.

8.4.

El área superficial de los reactivos o catalizadores: Las reacciones en las que participan sustancias en fase sólida suelen avanzar más rápidamente conforme aumenta el área superficial del sólido. Es decir, una sustancia añadida en trozos ejerce menor efecto en la velocidad que si se añade la misma cantidad de sustancia en polvo fino. Es por esta razón que muchos catalizadores son agregados en polvos en vez de trozos. De manera equivalente, una medicina en forma de tableta se disuelve en el estómago y entra al torrente sanguíneo más lentamente que la misma medicina en forma de polvo o líquido.

9. DEPENDENCIA DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN CON LA TEMPERATURA

La velocidad de la mayoría de reacciones químicas aumenta conforme se eleva la temperatura. Esta observación experimental debe traducirse de alguna forma en las leyes diferenciales de velocidad. Ahora bien, puesto que las concentraciones de los componentes de la reacción no se ven muy afectadas por el aumento de la temperatura, habrá de ser la constante de velocidad la que debe variar cuando varía la temperatura del proceso. Considérese, por ejemplo, la reacción de isomerización o de transformación del metil-isonitrilo, CH3NC, en acetonitrilo, CH3CN, la cual es un proceso de primer orden. El acetonitrilo y el metil-isonitrilo son isómeros, es decir, moléculas que tienen los mismos átomos dispuestos de manera diferente. La ley diferencial de velocidad para esta reacción tiene la forma:

La variación de la constante de velocidad de esta reacción, en función de la temperatura, se ilustra en la figura 1. La constante de velocidad, y por ende la velocidad de reacción, aumenta rápidamente con la temperatura, duplicándose aproximadamente por cada 10°C de aumento en esta última.

Figura 1: Variación de la constante de velocidad en función de la temperatura

10. DEPENDENCIA DE LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN CON LA CONCENTRACIÓN En general, a medida que se forman los productos de una reacción, éstos van reaccionando entre sí para volver a formar reactivos. La velocidad de formación de productos a partir de los reactivos se denomina velocidad de reacción directa. La velocidad de formación de reactivos a partir de la combinación de los productos se denomina velocidad de reacción inversa. La velocidad de reacción neta a la que tiene lugar una reacción, de izquierda a derecha (de reactivos a productos) es: Velocidad de reacción neta = velocidad directa - velocidad inversa. En el equilibrio la velocidad de reacción neta es nula, lo que significa que las velocidades directa e inversa son iguales. Cuando la reacción está lejos de alcanzar el estado de equilibrio, domina la velocidad directa o inversa. Considérese que se reúnen inicialmente los reactivos, y que se está lejos del equilibrio. Se tiene, por ejemplo, una reacción química hipotética (7.1), donde dos reactivos A y B se combinan en proporciones estequiométricas para formar los productos C, D y E.

La concentración de cada una de las sustancias, en determinado instante de tiempo, se denota con corchetes [.] y tiene por unidad mol.L-1. Los términos expresados por:

Se conocen como velocidades de desaparición del reactivo A y del reactivo B, respectivamente, por unidad de tiempo. Como las concentraciones de los reactivos disminuyen, estos términos son números negativos. Los términos:

Son las velocidades de formación de los productos C, D y E, respectivamente, por unidad de tiempo. A medida que los reactivos se consumen, las concentraciones de productos aumentan, por lo que los términos de velocidad de formación son positivos. Ahora bien, la estequiometría indica que las concentraciones de los reactivos se deben reducir a la misma velocidad, la cual, es exactamente igual a la velocidad de aumento de la concentración de los productos. Así que:

La expresión matemática que indica la dependencia de la velocidad de reacción con respecto a la concentración se llama ley de velocidad diferencial. En general, es posible expresar la ley de velocidad diferencial como un producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a determinadas potencias. Para la reacción (7.1), la ley diferencial de velocidad puede tener la forma:

Donde los exponentes m y n son números enteros o la mitad de un entero. El exponente m recibe el nombre de orden de la reacción con respecto a A, mientras

que n es el orden de la reacción con respecto a B. El orden total de la reacción es la suma de los exponentes, m + n. El orden de reacción con respecto a cada reactivo necesariamente debe ser hallado de forma experimental, y no se puede predecir ni deducir a partir de la ecuación química. Por ejemplo, en la reacción H2 + Br2 → 2HBr , se ha podido determinar que la ley diferencial de velocidad es:

Es decir, de primer orden con respecto al hidrógeno, de orden un medio con respecto al bromo y de orden tres medios en total. La constante de velocidad k que se incluye en la ley diferencial se denomina constante de velocidad de la reacción. Su valor depende de la reacción propiamente dicha, de la temperatura y de la presencia de un catalizador (si lo hubiere). Mientras mayor sea el valor de esta constante, más rápido tendrá lugar la reacción. Sus unidades dependen del orden de la reacción, es decir, de los exponentes m y n, en el caso de la ecuación (7.3). Los valores de la constante de velocidad así como del orden de reacción suelen obtenerse mediante experimentación, a partir del conocimiento de las concentraciones iniciales de los reactivos y de las concentraciones de los mismos en los primeros instantes de la reacción. Una vez determinado el valor de k a una temperatura dada, este valor queda fijado. Si cambia la temperatura, el valor de k puede cambiar. A través de las leyes diferenciales de velocidad, mediante integración, se puede conocer la dependencia de las concentraciones con respecto al tiempo. 11. FINALIDADES DE LOS ESTUDIOS DE LA CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS El más obvio deseo de la investigación de la cinética química, evidentemente, es sencillamente obtener valores de carácter práctico. Mediante paciente y bien planteada experimentación podemos deducir empíricamente los efectos de diversas variables significativas (ejemplo: concentraciones de los reactivos, de los productos de reacción, y catalizadores, temperatura, fuerza iónica, naturaleza del disolvente, presión, desarrollo superficial, velocidad de flujo, etc.) de la velocidad de una reacción dada. Estos valores se pueden utilizar en la subsiguiente predicción del conjunto de condiciones más eficiente en que pueda desarrollarse la reacción, tanto si se trata de una preparación de laboratorio como de una operación a escala

industrial. Este aspecto de la cinética química es de la máxima significación para el ingeniero químico y constituye el fundamento del diseño de un reactor específico. La segunda y más fundamental finalidad del estudio de la velocidad de reacción es desarrollar las bases teóricas en las que pueden fundarse las interpretaciones de los valores y las razonables predicciones a priori. En esto, quedamos limitados principalmente a conceptos de reacción a nivel molecular, y por consiguiente, el primer problema es deducir el mecanismo de reacción. Una vez hemos identificado la serie de procesos elementales y hemos determinado sus velocidades relativas, es posible desarrollar teorías acerca de las velocidades de estos procesos individuales y justificar la forma de la ley de velocidad observada. 12. DEDUCCIÓN DEL MECANISMO DE REACCIÓN Debemos señalar previamente que la determinación del mecanismo de reacción es fundamental para todo estudio cinético posterior de un proceso químico. Por consiguiente, resultará de utilidad revisar brevemente, en este momento, los diversos métodos de enfoque del problema. De esta manera conseguiremos un resumen de los modernos métodos de interpretación para el estudio de los valores de velocidad de reacción, diversos aspectos de los cuales serán ampliados en otros capítulos. El procedimiento consta de tres etapas principales: 1. La determinación de la ley empírica de la velocidad de la reacción. Esta operación requiere diversos ensayos experimentales con variadas condiciones de concentración de reactivo, especialmente si la ley de la velocidad es compleja. Se pueden conseguir simplificaciones, frecuentemente, estudiando sólo la velocidad inicial, evitando así las complicaciones debidas al agotamiento de los reactivos y/o a la formación de productos. Por ejemplo, la formación de ioduro de hidrógeno a partir de una mezcla de hidrógeno/iodo en el intervalo de temperatura de 300-500 °C inicialmente obedece a la sencilla ley de velocidad de segundo orden.

Sin embargo, a medida que se realiza la reacción, se establece el equilibrio y la sencilla expresión de la velocidad de tiempo cero debe ser reemplazada por:

2. El postulado de un mecanismo de acuerdo con la ley de velocidad. En este caso, una buena regla inicial es admitir que el mecanismo más sencillo posible es el correcto hasta que se demuestre lo contrario.

3. La comprobación experimental del mecanismo. Este aspecto de la cinética química constituye la piedra de toque de la habilidad y de la paciencia del investigador. Empezamos realizando los ensayos más sencillos y más obvios, procediendo de una manera sistemática a aumentar progresivamente la complicación. Una serie típica de dichos ensayos puede comprender algunos de los siguientes: a. Estudio cuantitativo de la estequiometria de la reacción. Dicho estudio incluye la detección de reacciones secundarias o laterales y proporciona evidencia experimental acerca de la existencia de compuestos intermedios de vida corta. Por ejemplo, un examen superficial de los productos de la descomposición térmica del acetaldehído cerca de los 500 °C puede inducirnos a creer que la reacción es bastante sencilla.

Sin embargo, la ley de la velocidad es aproximadamente de la forma:

b. La detección directa de intermedios activos puede realizarse por diversos métodos, demasiado numerosos para discutirlos con detalle en este texto. Estas especies con frecuencia son radicales libres del tipo mencionado en el párrafo anterior o radicales iónicos de la correspondiente elevada reactividad. La detección se realiza más fácilmente por espectroscopia de absorción, como en la poderosa técnica de « fotolisis relámpago » o por espectrometría de masas del contenido del mismo sistema en reacción. c. El empleo de datos estereoquímicas es de un valor inestimable en la interpretación mecánica de reacciones tanto inorgánicas como orgánicas. Un ejemplo típico es demostrar que el ion complejo octaédrico quelato, ópticamente activo, Coen2C03+ (en = HN2CH2CH2NH2) puede ser transformado totalmente en el diacuo derivado Coen2(H20)2+3 por acción del agua, conservando su configuración inicial. El mecanismo de esta reacción claramente no presupone ninguna especie de intermedio simétrico o de racemización como así se ha observado. d. Técnicas isotópicas. Actualmente constituyen uno de los más eficientes dispositivos para las investigaciones cinéticas. Los isótopos pueden utilizarse de diversas maneras, la más directa de las cuales es el método de

los trazadores, en el cual el isótopo se utiliza sencillamente como marca para poner de manifiesto la trayectoria de un átomo o grupo específico en el transcurso de la reacción. El ejemplo clásico de este método es el empleo de agua marcada con oxígeno 18 como disolvente en el estudio de la hidrólisis del acetato de etilo. Los resultados demuestran que la reacción transcurre como se indica a continuación:

Es decir, que se rompe el enlace acilo-oxígeno y no el enlace etilo-oxígeno. Otra aplicación es el estudio de los efectos isotópicos, por ejemplo, cuando observamos el efecto de la sustitución del H20 por D20 puro sobre la velocidad de las reacciones catalizadas por ion hidrógeno, o cuando comparamos la cinética de la descarboxilación de ácidos del tipo RC l3OOH con RC12OOH. Tanto utilizando el efecto isotópico disolvente como el efecto isotópico cinético, el hecho significativo es la diferencia en la velocidad de reacción entre los dos sistemas isotópicamente no equivalentes. El extenso fundamento teórico de estos casos permite establecer conclusiones mecánicas valiosas. e. Una técnica de particular aplicación a reacciones orgánicas es el estudio sistemático de los efectos sustituyentes. En esta técnica se examina una clase específica de reacción a través de una serie de compuestos que tan sólo se diferencian en la naturaleza de los sustituyentes situados adyacentes al punto de reacción de la molécula. Típico de este caso es el estudio de las diferencias de velocidad en las reacciones:

Donde R = H, CH3, C2H5, C6H5, C6H5CH2, CH3CO, etc. Los resultados de una investigación de esta clase, acoplada con el conocimiento teórico y experimental de la estructura molecular de las especies que intervienen, proporcionan estimables conceptos interpretativos, generalmente identificados como relaciones estructura- reactividad. f. Un tipo de comparación sistemática de contraste de valores en la evaluación de mecanismos abarca el empleo de efectos del medio. En este caso operamos en el mismo sistema en reacción con una serie de disolventes puros o mezclas de disolventes de dos componentes. Simultáneamente, se puede ensayar el efecto de cantidades variables de electrólito «inerte» adicionado sobre la cinética de la reacción de interés. En estos estudios

intervienen, por otro lado, los efectos de propiedades como viscosidad, constante dieléctrica, fuerza iónica, sobre la velocidad de la reacción. Todos estos efectos son parcialmente responsables del estudio teórico y de la interpretación mecánica. Ejemplos típicos vienen proporcionados por los estudios de los efectos de fuerza iónica en reacciones iónicas sencillas, como la oxidación del ion ioduro por el ion persulfato. g. Finalmente, debe mencionarse el examen del efecto de presiones elevadas sobre la velocidad de reacciones químicas en sistemas condensados, como técnica mecánica prometedora, aún no totalmente explotada. Las presiones elevadas suponen el empleo de aparatos muy especializados y técnicas de medición dificultosas, pero en ciertos casos es inestimable debida a la información directamente obtenida acerca de la naturaleza de los intermediarios de la reacción. Dichos estudios han resultado fructíferos, por ejemplo, en la investigación de la hidrólisis alcalina en disolución acuosa de diversos ésteres alifáticos.

BIBLIOGRAFÍA

 http://www.wikiteka.com/apuntes/las-reacciones-quimicas-1/

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