Guía n1 Química IV Medio

Vista previa del material en texto

Colegio San José 
 Química IV - Medio 
 Puerto Montt – Marzo 2020 
 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
 
 
La cinética química es el área de la química que se ocupa del estudio de la velocidad, o rapidez, con 
que ocurre una reacción química. La palabra “cinética” sugiere movimiento o cambio; se define la energía 
cinética como la energía debida al movimiento de un objeto. En este caso, cinética se refiere a la velocidad de 
reacción, que se refiere al cambio en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto del 
tiempo (M/s). 
 
Sabemos que cualquier reacción puede representarse a partir de la ecuación general 
 
Reactivos → Productos 
 
Esta ecuación expresa que durante el transcurso de una reacción, los reactivos se consumen mientras 
se forman los productos. Como resultado, podemos seguir el progreso de una reacción al medir ya sea la 
disminución en la concentración de los reactivos, o el aumento en la concentración de los productos. 
 
En el siguiente gráfico se muestra la disminución del número de moléculas de A y el incremento en el 
número de moléculas de B con respecto del tiempo. En general, es más conveniente expresar la velocidad de 
reacción en términos del cambio en la concentración en cuanto al tiempo. Así, para la reacción A → B, la 
velocidad se expresa como: 
 
 
 
 
 
 
 
 𝑣 = −
∆ [𝐴]
 ∆ 𝑡
= +
 ∆ [𝐵]
 ∆ 𝑡
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Para reacciones más complejas, debemos ser muy cuidadosos para escribir la expresión de la rapidez. 
Considere, por ejemplo, la reacción 2A → B 
 
En ella desaparecen dos moles de A por cada mol de B que se forma; esto es, la rapidez con la cual se 
forma B es la mitad de la rapidez con la cual A desaparece. De esta manera, la velocidad puede expresarse 
como: 
 
 
𝑣 = −
1 ∆ [𝐴]
2 ∆ 𝑡
= +
1 ∆ [𝐵]
 ∆ 𝑡
 
 
 
En general, para la reacción: aA + bB → cC + dD 
 
se tiene: 
𝑣 = −
1 ∆ [𝐴]
𝑎 ∆ 𝑡
= −
1 ∆ [𝐵]
𝑏 ∆ 𝑡
= +
1 ∆ [𝐶]
𝑐 ∆ 𝑡
= +
1 ∆ [𝐷]
𝑑 ∆ 𝑡
 
 
 
 
 
 
 
Constante de velocidad (k) 
 
Se conoce como una constante de la proporcionalidad entre la velocidad de la reacción y la 
concentración del reactivo, La velocidad será mayor cuando la concentración de reactivo sea mayor, y será 
menor a menores concentraciones de reactivo. 
 
Para una reacción del tipo A → B Su forma es: 
 
𝑘 = 
𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑
[𝐴]𝑥
 
 
 
 Donde el exponente x, es el “orden de la reacción” cuyo valor se determina al analizar datos 
experimentales. 
 
 
La ley de velocidad 
 
 
La ley de velocidad expresa la relación de la rapidez de una reacción con la constante de rapidez y la 
concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para la reacción general: 
 
aA + bB → cC + dD 
 
se tiene que la ley de velocidad toma la forma: 
 
𝑣 = 𝑘 [𝐴]𝑥 [𝐵]𝑦 
 
donde x e y son números que se determinan experimentalmente. En general, x e y no son iguales a los 
coeficientes estequiométricos a y b. Cuando conocemos los valores de x, y, y k, podemos utilizar la ecuación 
de la ley de velocidad para calcular la velocidad de la reacción, dadas las concentraciones de A y B. 
 
 
Orden parcial y global de una reacción 
 
Los exponentes x e y especifican las relaciones entre las concentraciones de los reactivos A y B y la 
velocidad de la reacción. Al sumarlos, obtenemos el orden de reacción global, que se define como la suma de 
los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de rapidez. 
 
Considere la siguiente ley de velocidad: 
𝑣 = 𝑘[𝐴] [𝐵]2 
 
Esta reacción es de primer orden respecto a A, de segundo orden respecto a B y de tercer orden 
global (1 + 2 = 3). Suponga que inicialmente [A] = 1,0 M y [B] = 1,0 M. La ley de velocidad indica que si 
duplicamos la concentración de A, de 1,0 M a 2,0 M, a [B] constante, la velocidad de la reacción también se 
duplica. 
 
 
Los siguientes puntos resumen el estudio de la ley de velocidad: 
 
1. Las leyes de la velocidad siempre se determinan en forma experimental. A partir de las 
concentraciones de los reactivos y de la rapidez inicial es posible determinar el orden de una reacción 
y, por tanto, la constante de velocidad de la reacción. 
 
2. El orden de una reacción siempre se define en términos de las concentraciones de los reactivos (no 
de los productos). 
 
3. El orden de un reactivo no está relacionado con el coeficiente estequiométrico del reactivo en la 
reacción global balanceada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplo 1: 
 
Determinar el orden de reacción: CH3-Cl (g) + H2O (g) → CH3-OH (g) + HCl (g) usando los datos de la tabla: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Vemos que la ley de la velocidad toma la forma: 
 
𝑣 = 𝑘[𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙]𝑥 [𝐻2𝑂]𝑦 
 
Luego hay que determinar los valores de x e y (órdenes de la reacción) 
 
Para “x” 
 
Hay que buscar 2 datos de la tabla en donde el concentración del reactivo de contiene a “y”, no presente 
variación, estos son los datos 1 y 2 de la tabla de datos inicial, donde la concentración del agua es 0,25 M. 
Luego analizamos el cambio en la concentración de CH3-Cl que contiene a “x” y lo relacionamos con la 
velocidad 
 
La tabla de datos se reduce a: 
 
 
 
 
 
 
Vemos que la concentración [CH3-Cl] aumenta el doble y la velocidad también, por lo tanto: 2x = 2 
el valor de x = 1 
 
 
Para “y” 
 
Hay que buscar 2 datos de la tabla en donde el concentración del reactivo de contiene a “x” (CH3-Cl), no 
presente variación, estos son los datos 1 y 3, de la tabla inicial, donde la concentración del CH3-Cl es 0,25 M. 
Luego analizamos el cambio en la concentración de H2O que contiene a “y” y lo relacionamos con la 
velocidad 
 
La tabla de datos se reduce a: 
 
 
 
 
 
 
 
Vemos que la concentración [H2O] aumenta el doble y la velocidad aumenta 4 veces, por lo tanto: 2y= 4 
el valor de y = 2 
 
Por lo tanto, la ley de la velocidad toma la forma: 
 
𝑣 = 𝑘[𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙] [𝐻2𝑂]2 
 
Siendo de primer orden respecto a CH3-Cl, de segundo orden respecto a H2O y de 3 orden global que es la 
suma de los órdenes parciales. 
 
 
 
 
 
Dato [CH3-Cl] (mol/L) [H2O] (mol/L) v (M/s) 
1 0,25 0,25 2,83 
2 0,50 0,25 5,67 
3 0,25 0,50 11,35 
Dato [CH3-Cl] (mol/L) v (M/s) 
1 0,25 2,83 
2 0,50 5,67 
Dato [H2O] (mol/L) v (M/s) 
1 0,25 2,83 
3 0,50 11,35 
 
 
 
Ejemplo 2: 
 
En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a 
dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) →2 NO2(g). Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que 
su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, es: 
 
k = 6,5 ·10 -3 M-2 s-1 
 
Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales (mol/L) 
de los reactivos son: 
 
[NO] = 0,100 M ; [O2] = 0,210 M 
 
A partir de la ley de velocidad y del valor de su constante, reemplazamos los valores en la ley de velocidad. 
 
v = k [NO]2 ·[O2] 
v = 6,5 ·10 -3 M-2 s-1 [0,100 M]2 ·[0,210] 
V= 13,65 · 10-6 Ms-1 
 
 
Ejemplo 3: 
 
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) 
 
El dato que nos entrega el ejercicio es la desaparición de la concentración de N2(g) en un intervalo de tiempo, 
es decir su velocidad de desaparición. De otra forma: 
 
𝒗 = −
 ∆ [𝑵𝟐]
∆ 𝒕
= −
𝟖𝟓 𝑴
 𝟒𝟓 𝒔
= −𝟏, 𝟖𝟗 𝑴/𝒔 
 
Luego trabajamos con la expresión de la velocidad de la reacción: 
 
𝑣 = −
1 ∆ [𝐻2]
3 ∆ 𝑡
= −
∆ [𝑁2]
 ∆ 𝑡
= +
1 ∆ [𝑁𝐻3]
2 ∆ 𝑡
 
 
Podemos reemplazar el dato de la desaparición del N2(g) en la expresión de velocidad 
 
𝑣 = −
1 ∆ [𝐻2]
3 ∆ 𝑡
= −(−1,89 𝑀/𝑠) = + 
1 ∆ [𝑁𝐻3]
2 ∆ 𝑡
 
 
Para H2(g) 
 
𝑣 = −
1 ∆ [𝐻2]
3 ∆ 𝑡
= −(−1,89 𝑀/𝑠) 
 
𝒗 =
 ∆ [𝑯𝟐]
∆ 𝒕
= −𝟑 (𝟏, 𝟖𝟗 𝑴/𝒔 ) = − 𝟓, 𝟔𝟕 𝑴/𝒔 
Note el signo negativo que indica que se va consumiendoen el tiempo. 
 
 
 
Para NH3(g) 
 
𝑣 =
1 ∆ [𝑁𝐻3]
2 ∆ 𝑡
= −(−1,89 𝑀/𝑠) 
 
 
𝒗 =
 ∆ [𝑯𝟐]
∆ 𝒕
= 𝟐(𝟏, 𝟖𝟗 𝑴/𝒔 ) = 𝟑, 𝟕𝟖 𝑴/𝒔 
 
 
Ejercicio 1: 
 
La ecuación de velocidad para la reacción A → B, es de la forma: v = k [A]x 
 
 
Utilizando los datos de la tabla siguiente: 
 
[A] (M) Velocidad (mol L-1 · s-1) 
0,1 6, 0 · 10-4 
0,2 2,4· 10-3 
 
Encuentra el Orden de Reacción respecto a A y el Orden Total. 
 
Resp. x= orden global = 2 
 
 
 
 
Ejercicio 2: 
 
La reacción del ion peroxodisulfato (S2O82–) con el ion yoduro (I–) es: 
 
 
S2O8 2– (ac) + 3I– (ac) → 2SO4 2– (ac) + I3 – (ac) 
 
 
A partir de los siguientes valores medidos a cierta temperatura, determine la ley de velocidad y calcule 
su constante de velocidad. 
 
Dato [S2O8 2– (ac)] M [I– (ac)] M Velocidad (M/s) 
1 0,080 0,034 2,2 10-4 
2 0,080 0,017 1,1 10-4 
3 0,16 0,017 2,2 10-4 
 
 
 
Resp. v= k[S2O82–][I–]; k = 8,1 · 10–2 M-1 s-1 
 
 
 
Ejercicio 3: 
 
 
En la reacción de combustión del metano: 
 
CH4 + 2 O2 →CO2 + 2 H2O 
 
Han desaparecido 24 mol/L del mismo en 10 s. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de 
tiempo, referida a los reactivos y a los productos. 
 
Respuesta: 
vCH4 = - 2,4 M/s 
vO2 = - 4,8 M/s 
v CO2 = + 2,4 M/s 
v H2O = 4,8 M/s