Cinética Química

Indice
1.
Introducción
2. La concentración de los
reactivos
3. La temperatura a la cual se lleva a
cabo la reacción
4. La presencia de
catalizadores
5. El área superficial de los
reactivos o catalizadores sólidos y
líquidos
6. Velocidad de
Reacción

1.
Introducción

La química, por su misma
naturaleza, se
ocupa del cambio. Las
reacciones
químicas convierten sustancias con propiedades bien
definidas en otros materiales con
propiedades diferentes.
Gran parte del estudio de las reacciones
químicas se ocupa de la formación de nuevas
sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo
tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir
las reacciones químicas.
La experiencia nos dice que hay reacciones más
rápidas que otras, debido a este fenómeno, debemos
comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad.
Por ejemplo: Que determina la rapidez con que se oxida el
acero?,. Que
determina la rapidez con que se quema el combustible de un
motor de un
automóvil?.
El área de la química que estudia
la velocidad o
rapidez con que ocurren las reacciones químicas se
denomina cinética
química.
Veremos que la velocidad de las reacciones químicas
están afectadas por varios factores, es decir, factores
que influyen en la velocidad de dichas reacciones:

2. La concentración
de los reactivos

Casi todas las reacciones químicas avanzan con
más rapidez si se aumenta la concentración de uno o
más de los reactivos.
Por ejemplo: la lana de acero arde con
dificultad en el aire el cual
contiene 20% de oxígeno, pero enciende con llama blanca y
brillante en oxígeno
puro.
Es decir, que al variar la concentración de oxígeno
se manifiesta un comportamiento
diferente.
Dependencia de la velocidad con la concentración: la
disminución de la velocidad de reacción con el paso
del tiempo, es muy
típica de las reacciones. La velocidad de reacción
disminuye conforme se reduce la concentración de los
reactivos, y a la inversa, la velocidad aumenta cuando se
incrementa la combinación de los reactivos.
Una forma de estudiar el efecto de la concentración sobre
la velocidad de reacción es determinar que de forma la
velocidad al comienzo de una reacción depende de las
concentraciones iniciales.
Por ejemplo:
NH4+(ac) + NO2-(ac) N2(g) + 2 H2O

Se podría estudiar la velocidad de esa
reacción midiendo la concentración de NH4+ o NO2-
en función
del tiempo o midiendo
el volumen de N2 que
se produce.

Una vez que se ha determinado la velocidad inicial de la
reacción (en t=0) para diversas concentraciones iniciales
de NH4+ y NO2- se pueden calcular las velocidades con diferentes
concentraciones de NH4+ y NO2-

Estos datos inician que
al variar la concentración de NH4+ NO2- la velocidad
cambia.
Puede observarse que mientras que si duplica la
concentración de NH4+ y mantenemos constante la
concentración de NO2-, la velocidad se duplica.
Cuando hacemos variar la concentración de NO2- de forma
similar mientras mantenemos constante la concentración de
NH4+, la velocidad se ve afectada de la misma manera.
Se puede expresar la dependencia respecto de la
concentración con la siguiente ecuación:
Velocidad = K (NH4+) (NO2-)
Para el primer dato de la tablas:
5,4 x 10-7 M/S = K (0.0100 M) (0.200 M)
K = 5,4 x 10-7 M/S__
(0.100 M) (0.200 M)
K = 5,4 x 10-7 M/S__
0,002
K = 0.00027 M-1 S-1 o 2.7 x 10-4 M-1S-1

3. La temperatura a
la cual se lleva a cabo la reacción

La rapidez de las reacciones químicas aumenta
confirme se eleva la temperatura.
Por ejemplo: las reacciones bacterianas que conducen a la
descomposición de la leche se
llevan a cabo con mayor rapidez a temperatura ambiente que a
temperaturas bajas.
La medición de velocidades re reacción
deben efectuarse a temperaturas constantes porque el
calentamiento las modifica. Se estima con gran
aproximación que un aumento de 10°C en la temperatura
provoca la duplicación de la velocidad de
reacción.
Ejemplo: En la reacción del carbonato de calcio (CaCO3)
con ácido clorhídrico (HCl) se desprende un
determinado volumen de
dióxido de carbono (CO2)
gaseoso.
CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Cuando se toman 10 gr. de carbonato de calcio ,1 mol, se
desprenden al completarse la reacción 2,24 lt. De
dióxido de carbono en
CNTP.

Si a 25°C dicho vi}volumen gaseoso se desprende en 4
minutos, a 35°C por duplicares la velocidad se
concretará en la mitad del tiempo: 2 minutos; y a 45°C
por duplicarse nuevamente la velocidad de reacción, el
tiempo necesario se reduce a la mitad del anterior.: 1
minuto.

4. La presencia de
catalizadores

La rapidez de muchas reacciones se puede aumentar
agregando una sustancia que se conoce como catalizador.
Para que se lleve a cabo una reacción química es
necesario un cierto nivel de energía, esto se conoce como
energía de activación.
Un catalizador acelera la velocidad de la reacción
disminuyendo la energía de activación y sin
modificar el producto y sin
ser consumido durante la reacción.
Las enzimas son
catalizadores biológicos, moléculas de proteínas
que actúan como catalizadores aumentando la velocidad de
reacciones bioquímicas específicas.

5. El área
superficial de los reactivos o catalizadores sólidos y
líquidos

Catalizador homogéneo: es aquel que esta presente
en la misma fase que las moléculas que reaccionan.
Por ejemplo: la descomposición del peróxido de
hidrógeno (H2O2) en H2O y O2
Ec I
2 H2O2(ac) 2 H2O + O2
En ausencia de un catalizador esta reacción ocurre con
extrema lentitud. Ahora bien, utilizando el ion Br- como
catalizador,
Ec II

2 Br-(acc) + H2O2(ac) + 2 H- Br2(ac) + 2 H2O
El color pardo que
se observa en esta reacción es un indicador de la
formación de Br2(ac). Si esta fuera la reacción
completa, e ion bromuro no sería un catalizador porque
sufre un cambio
químico durante la reacción. Sin embargo, el
peróxido de hidrógeno también reacciona con
el Br2(ac)
Ec II
Br2(ac) + H2O2(ac) 2 Br-(ac) + 2 H+(ac) + O2(g)
La suma de las ec. II y III es simplemente la ec. I
2 H2O2(ac) 2 H2O + O2(g)
Cuando todo el H2O2 se ha descompuesto, queda una solución
incolora de Br-(ac). El ion Br- es un efecto un catalizador
de
la reacción porque acelera la reacción global sin
sufrir él mismo un cambio neto.

Catalizador heterogéneo: es aquel que existe en
una fase diferente a la de las moléculas que reaccionan,
comúnmente como un sólido en contacto con reactivos
gaseosos o con reactivos en una solución
líquida
Por ejemplo: las moléculas de hidrocarburos
se rearreglan para formar gasolina con ayuda de la de lo que se
conoce como catalizadores pirolíticos
Los catalizadores heterogéneos suelen estar compuestos de
metales en
óxidos metálicos
El paso inicial de la catálisis heterogénea es
ordinariamente la adsorción de los reactivos. La
adsorción se refiere a la adhesión de las
moléculas de los reactivos. La absorción se refiere
a la adhesión de las moléculas en el interior de
otra sustancia.
Un ejemplo de catálisis heterogénea es el
hidrógeno gaseoso con etileno para formar etano
gaseoso.
C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)
Esta reacción, además de exotérmica, es muy
lenta en ausencia de catalizador. En presencia de un metal
finamente pulverizado como níquel, la reacción se
lleva a cabo con bastante facilidad a temperatura ambiente.
El etileno y el hidrógeno se adsorben ambos en sitios
activos sobre la
superficie del metal. Al ocurrir al adsorción en enlace
H-H del hidrógeno se rompe y deja los dos átomos de
hidrógeno unidos a la superficie del metal.
Los átomos de hidrógeno pueden moverse con relativa
libertad por
la superficie del metal, cuando uno de ellos se cruza con una
molécula de etileno adsobida en el metal, puede formar un
enlace sigma con uno de los átomos de carbono, con lo cual
se destruye el enlace pi C-C y queda formado un grupo etilo
(C2H5) unido a la superficie por un enlace sigma de metal a
carbono. Este enlace es relativamente débil, de modo que
el otro átomo de
carbono también encuentra un átomo de
hidrógeno, se forma con facilidad un sexto enlace sigma
C-H y se libera la molécula de etano de la superficie del
metal. El sitio activo queda listo para adsober otra
molécula de etileno y comenzar otra vez el
ciclo.

6. Velocidad de
Reacción

La velocidad de un suceso se define como el cambio que
tiene lugar en un intervalo de tiempo.
Las aplicaciones de la química son innumerables, ya que,
por ejemplo:

• en la elaboración de un producto
  interesa la obtención de la mayor masa posible en el
  menor tiempo
• la conservación de una sustancia en buenas
  condiciones mejora cuando se consigue disminuir la velocidad
  con la que se altera la misma.

En química, la velocidad de reacción se
calcula mediante la masa de sustancia, consumida u obtenida en un
unidad de tiempo.
Velocidad de reacción = _masa_
Tiempo
Consideremos ahora una reacción hipotética
A B
Supongamos que comenzamos con 1 mol de A en un recipiente.
Después observamos las cantidades de A y B en tiempos
posteriores.
A los 10 minutos hay ,54 mol de A y 0,46 mol de B (como se
observa la suma de A y B sigue siendo 1 mol porque se produce una
molécula de B por cada molécula de A que
reacciona).
Después de 40 minutos tenemos 0,30 mol de A y 0,70 mol de
B.
Supongamos que el número de moles de A y B fueran medidos
cada 10 minutos durante 1 hora después del inicio de la
reacción (será t=0 "tiempo cero")
La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con
la que se consume A o se produce B para un intervalo de tiempo
dado, entonces:
velocidad media = cambio de n° de moles de B
cambio de tiempo
velocidad media = ^ moles de B
^ t
Por lo tanto ^ t (delta tiempo) es el cambio entre el principio y
el final de un intervalo específico de tiempo, y
está dado por:
^ t = (tiempo final del intervalo) – (tiempo inicial)
El ^ moles (delta moles>) está dado por:
^ moles B = (moles B en tiempo final) – (moles B en el
inicio)
Como el número de moles de B aumenta al avanzar la
reacción, el ^ moles B es un número positivo.
Si quisiéramos calcular la velocidad media a lo largo del
intervalo de t=0 a t=10 intervalo comprendido entre el inicio de
la reacción y hasta los 10 minutos) será:
velocidad media = ^ moles B
^ t
velocidad media = (moles B en t=10) – (moles de B en
t=10)
10 min. – 0 min.
velocidad media = 0,46 mol – 0 mol
10 min – 0 min
velocidad media = 0,046 mol/min.

Ecuación cinética
La proporcionalidad entre la velocidad de reacción y las
concentraciones molares de los reactivos da origen a la
ecuación cinética de los reactivos da origen a la
ecuación cinética cuando el signo de dicha
proporcionalidad se sustituye por el de igualdad,
acompañado de una constante de proporcionalidad K
Velocidad de reacción = K <A> <B>
donde: <> significa concentración
K constante de velocidad y es especifica para cada
reacción

• síntesis de ioduro de hidrógeno estando
  ambos reactivos en estado
  gaseoso.

ecuac. química I2(g) + H2(g) 2 IH(g)
ecuac. cinética veloc. de reac = K <I2>
<H2

• descomposición térmica del ioduro de
  hidrógeno gaseoso

ecuac. química 2 IH(g) I2(g) + H2(g)
2
ecuac. cinética veloc. de reac. = K’ <IH>
La concentración molar del ioduro de hidrógeno
figura elevado al cuadrado por ser molécula descompuesta.
Se escribe K’ remarcar que en este caso K’ es
distinta de K.

Autor:

Germán L. Puigdomenech

Técnico Superior en Micobiología y
Biotecnología
Agosto de 2003.