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A. La Velocidad de las Reacciones: (v)
Indica el cambio de concentración en la unidad de tiempo.
x = - Para los reactantes
x = + Para los productos
x = Velocidad de reacción de x
x = Variación de concentración de x
t = Variación del tiempo.
B. Mecanismo de la Reacción
Las reacciones pueden ser sencillas, cuando se dan en una etapa o complejos cuando se dan en varias etapas.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
1. Naturaleza de los Reactantes
Si los reactivos son químicamente muy activos entonces proceden rápidamente. Así:
CH4 + F2 (Rx rápida)
CH4 + I2 (Rx lenta)
(Flúor más activo)
2. Concentración
En general a mayor concentración la reacción es más rápida. La dependencia de la velocidad de la reacción con la concentración, los determina “La Ley de Acción de Masas” de Gulberg y Waage, que dice: “La velocidad de la reacción es directamente proporcional a la concentración de la masas implicadas en la Ley de Velocidad”.
Es decir Velocidad ()
Ejemplo: Para la reacción:
Su ley de velocidad () será de la siguiente forma:
Donde:
K: Constante específica de la velocidad.
a; b: Cantidades experimentales
Además:
a + b : n (orden de la reacción)
a : orden respecto a A
b : orden respecto a B
A : Concentración Molar de A
B : Concentración Molar de B.
Ejemplo:
¿Cuál es la expresión de velocidad para la reacción elemental siguiente?
2A + B C
Rpta: = K A² B
Orden Global de la Reacción= 2 + 1= 3
3. Temperatura
Generalmente el incremento de la temperatura, aumenta cuando la velocidad de reacción, porque aumenta el número de colisiones.
4. Catalizador
Son sustancias que con su presencia suficiente en pequeña cantidades modifican la velocidad de reacción acelerando o retardando, según sea el catalizador positivo (+) o negativo (-), en la práctica se habla de un catalizador cuando acelera la reacción e inhibidor cuando retarda
A las reacciones afectadas por un catalizador se denominan reacciones de catálisis.
NO(g)
SO2(g) + O2(g) SO3(g) Catálisis
homogénea
Pt(s)
SO2(g) + O2(g) SO3 (g) Catálisis
Heterogénea
5. Grado de División de los Reactivos
Los sólidos finamente divididos reaccionan con más facilidad, que los sólidos en grandes trozos.
+ O2 combustión lenta
Madera (Calor)
Virutas
+ O2 Combustión rápida
(Calor)
II. EQUILIBRIO QUÍMICO
En una reacción reversible a temperatura constante las sustancias alcanzan el equilibrio, cuando la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa. A partir del cual ya no varían las propiedades, como la concentración.
Equilibrios Químicos:
En sustancias gaseosas, líquidas y sólidas
a) 2NO2 N2O4 (Equilibrio Molecular)
b) 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O (Equilibrio molecular)
c) CH3COOH+H2OCH3COO-+H3O+ (Equilibrio Iónico)
d) 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 (Equilibrio Molecular)
e) H2O(SÓLIDO) H2O (vapor) (Equilibrio Físico)
La velocidad de reacción se expresa en moles/s
V1 = Velocidad Directa (es muy grande)
V2 = Velocidad Inversa (es muy pequeña)
Al cabo de cierto tiempo las dos velocidades tienden a igualarse cuando han alcanzado el “Equilibrio Químico”, se representa por:
V2
aA + bB cC + dD
V1
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si en sistema químico en equilibrio se somete a cualquier causa exterior perturbadora, el equilibrio reacciona en el sentido que se contrarresta la acción producida entre las causas exteriores se encuentran la presión, temperatura y concentración.
De acuerdo al principio de Le Chatelier varían las velocidades en ambos sentidos, pero el rompimiento del equilibrio es transitorio, porque el sistema restablece el equilibrio nuevamente.
1. EFECTO DE LA PRESIÓN
Al aumentar la presión de un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplazará en el sentido en que disminuya la presión (o aumente el volumen), es decir en sentido en que se formen menos moléculas (ºT. Const.)
Ejemplo:
1 N2 + 3H2 2NH3
se produce 4 moléculas se produce 2 moléculas
Al aumentar El sistema se desplaza
la presión hacia la derecha
produciendo más NH3 que en el equilibrio anterior.
2. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura en un sistema en equilibrio, entonces el sistema se desplaza en aquel sentido donde la reacción es endotérmica. Sabemos que una reacción química puede ser exotérmica o endotérmica, por consiguiente si es reversible un sentido será exotérmico y el otro será endotérmico.
Ejemplo:
1 N2 + 3H2 2NH3 H = -22kcal
Exotérmico: N2 + 3H2 2NH3
Endotérmico: N2 + 3H2 2NH3
Al aumentar El sistema se desplaza
la temperatura hacia la izquierda
produciendo más N2 e H2 del equilibrio anterior.
Donde:
T1 < T2 Kc1 > Kc2
3. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN
Si aumentamos la concentración de uno de los componentes del sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en aquel sentido (opuesto) donde se consuma ese exceso de concentración introducido.
Ejemplo
Si aumentamos la H2 en:
1 N2 + 3H2 2NH3
Entonces más moléculas de N2 e H2 reaccionan produciendo mayor número de moléculas de NH3
1 N2 + 3H2 2NH3
Aumento de la El sistema se desplaza
concentración del N2 hacia la derecha
produciendo más NH3 que el equilibrio anterior
Según la ley de Masas: “Acción de masas de Gulberg y Waage”:
“La velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes”
Es posible expresar las velocidades V1 y V2 por:
V1
aA + bB cC + dD
V2
V1 = K1A B ; y V2 = K2C D
Donde:
A, B, C y D son las concentraciones molares de A, B, c y D respectivamente.
K1 y K2 = Constante de Proporcionalidad
En el equilibrio, las velocidades V1 y V2 son iguales:
V1 = V2
K1A B = K2C D
Kc = Cte de equilibrio
Donde:
Kc = Constante de equilibrio
Kp = constante en función de las presiones parciales
= Molaridad de A, B, C o D
p = presión parcial de A, B C o D
Kc y Kp dependen de la temperatura
Ejemplo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Observación:
Los sólidos y líquidos puros no se consideran en las constantes de equilibrio.
Ejemplo:
2KClO3(S) 2KCl(S) + 3O2(g)
Kc = O23 y Kp = (PO2)3
RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:
Sea la reacción:
aA + bB cC + dD
Tenemos la relación entre Kp y Kc:
Kp = Kc (RT)n
R = Constante universal de los gases ideales.
T = temperatura absoluta en K
n = (c + d) – (a + b)
Ejemplo:
1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar Kp
Solución:
R = 0.082
n = 2 – 4 = - 2
Luego:
Kp = 4(0,082 x 273)-2
kp = 7,98 x 10-3
III. TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE
1. Teoría de Arrhenius (1880)
Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba:
a. Acido
Es aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+”
Ejemplos:
HCl(ac) H+(ac) + Cl-(ac)
H2SO4(ac) 2H+(ac) + SO42-(ac)
b. Base
Es aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en “OH-”
Ejemplos:
NaOH(ac) Na+(ac) + OH-(ac)
Ca (OH)2(ac) Ca2+(ac) + 2 OH-(ac)
2. TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920)
El Danés J.N.J Brönsted y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cuál nos referimos será representado por “H+”
a. Ácido
Sustancia que dona protones (H+)
b. Base
Sustancia que acepta protones (H+)
Ejemplo:
Acido Base Base Acido
1. HCl + H2O Cl- + H3O+
2. NH3 + H2O NH4+ + OH-
Base Acido Acido Base
Par Conjugado:
Sustancias conjugadas que se diferencian en H+
Ejemplo:
De (1) : HCl y Cl–
De (2) : NH3 y NH4+
Anfótero
Sustancia que puede actuar como ácido o base.
Ejemplo:
H2O, HCO3-, HS-
3. De acuerdo a esta teoría indicar el par conjugado Acido - Base
CH3COOH + H2O CH3 COO- + H3O+
Base conjugada: .......................
Area conjugada: .......................
3. TEORÍA DE LEWIS (1923)
Es una teoría que se basa en la estructura electrónica. Esta teoría involucra la formación de un enlace covalente.
a. Ácido
Es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones.
Ejemplo:
H
x
BH3 B x H (Borano)
x
H
b. Base
Sustancias que pueden donar un par de electrones
Ejemplo:
NH3 H x N x H (Amoniaco)
x
H
IV. POTENCIAL DE HIDRÓGENO O INDICE DE HIDRÓGENO (pH)
Sörensen estableció una expresión matemática que nos indica el grado de acidez de toda solución, llamado “pH”. El potencial de concentración se pueden dar para:
a. Acidos:
pH = - log H3O+
o
pH = - log H+
Y su concentración H+ se determina:
H+ = 10-pH
Recordamos:
log 10 = 1 log 5 = 0,70
log 2 = 0,30 log 3 = 0,47
Ejemplo:
Si el pH de una solución de HCl es igual a 1. Hallar la concentración de H+.
Solución:
Para el HCl PH = 1
Entonces H+ = 10-1
H+ = 0,1 mol/
b. Bases:
pOH = - log OH-
OH- = Concentración de Iones OH-
La concentración de los iones OH- se determina:
OH- = 10-pOH
Ejemplo:
Sol NaOH pOH = 1
OH- = 10-1
OH- = 0,1 mol/l
Relación entre el pH y POH:
La autodisociación del agua:
H2O H+ + OH-
El equilibrio iónico:
KW = H+ OH- = 10-14
Aplicamos log:
Log H+ OH- = log 10-14
Log H+ + log OH- = -14
(-log H+ ) + (-log OH-) = 14
pH + pOH = 14
En una solución Neutra
H+ = 10-7 log H+=log 10-7 = 7
pH = 7 y pOH = 7
En una solución Acida
H+ > 10-7 log H+ > 10-7
pH< 7 y pOH > 7
Escala de pH
PH
NEUTRO
0 ACIDO 7 BASE 14
14 7 0
pOH
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
1. Para la reacción sencilla:
A + 2B 2C
La expresión de la velocidad de reacción y el orden de la reacción son respectivamente:
a) V = K A B; n = 2
b) V = K A B²; n = 3
c) V = K A 2B; n = 2
d) V = K C² AB²; n = 5
e) V = K A B² C²; n = 5
Solución:
A + 2B 2C
De los reactantes aplicamos la Ley de Gulberg – Waage:
V = K A1B²
(Expresión de la velocidad de Rx)
Donde:
n = 1 + 2 = 3
Es de 3º orden
Rpta. b
2. La constante de equilibrio para la reacción
CO + H2O CO2 + H2
Es 4 a una temperatura dada. Calcular la concentración de H2, si el sistema está conformado por 2 M de CO y 2 M de H2O
a) 0,7 b) 1,3 c) 1,7
d) 2,3 e) 1,4
Solución:
De la reacción reversible:
CO + H2O CO2 + H2
Aplicando:
CO + H2O CO2 + H2
Moles I: 2 mol 2 mol = 0 0
Moles rxna: x x = X X
Moles eq.: (2-x) (2-x) = X X
Kc = 4
Luego:
Aplicamos y sacamos raíz cuadrada en ambos miembros:
4 – 2 x = x
x = 4/3 = 1,3
X = 1,3
Rpta. b
3. Se tiene una solución preparada con 40 ml de Na OH 0,2 M y 60 ml de HCl 0,15 M ¿Cuál es el pH y pOH de la solución?
a) 2 y 12 b) 12 y 2
c) 1 y 13 d) 3 y 11
e) 4 y 10
Solución:
Aplicamos neutralización:
NB . VB = NA . VA
(Base) (Acido)
Donde:
0,2N x 40 ml = 0,15 N x 60 ml
NB = MB y NA = MA
0,2N x 0.040 = 0,15 N x 0,060
0,2 Eq/ x 0,040 = 0,15 Eq/ x 0,060
0,008 Eq(B) = 0,009Eq(A)
Nº Eq (A) – Nº Eq(B) = Exceso
(Acido)
0,009Eq – 0,008 Eq = 0,001 Eq
Vsol = 40 ml + 60 ml = 100 ml = 0,1
Donde:
N = 0,001 Eq/0,1 = 0,01N
MA = Na = 0,01M (Acido)
pH = -log 10-2 = 2
pOH = 12
Rpta. a
4. ¿En cuántas veces se incrementará la velocidad de reacción?
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
Si el volumen del recipiente en el cual se realiza dicha reacción disminuye 3 veces?
Rpta.
5. En la reacción de disociación:
A + B C
Si inicialmente se colocan 2 moles de N2O4 en un recipiente de 1 litro, diga cual será el grado de disociación si la constante de equilibrio Kc a esa temperatura es 4,66 x 10-3.
Rpta.
6. A 1400 K el valor de Kc para la reacción:
2 HBr(g) H2(g) + Br2(g)
es 1,5 x 10-5. Calcule la concentración de equilibrio del H2 en un recipiente de 0,5 litros en el cual se han colocado 0,118 moles de HBr a 1400 K
Rpta.
7. En la siguiente reacción:
N2O3 + O2 N2O5 + calor
Hacia donde se desplaza el equilibrio al:
a) Aumentar la presión
b) Disminuye la temperatura
c) Se extrae N2O3
d) Aumenta el volumen
8. Cuál es el pH de una solución 0,01 M de HCl.
9. Según Arrhenius, cuál de los siguientes conjuntos de sustancias, no es considerado ácidos
a) HCl, HNO3, HCOOH
b) H2SO4, NH3, HCl
c) H2Se, HCl, CH3COOH
d) H2SO4, HClO4, H3PO4
e) CH3COOH, HI, H2S
Rpta.
10. Calcular el pH de una solución que contiene 0,56 g de KOH, en un volumen de 250 ml de solución
(P.A. K = 39, H = 1, O = 16)
Rpta.
Categoría:
EQUILIBRIO QUIMICO ÁCIDOS Y BASES
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