CINETICA Y EQUILIBRIO QUIMICO
INTRODUCCION
El
concepto de equilibrio es fundamental para conocer y entender la química y el comportamiento
de las sustancias.
En la
constante de equilibrio se refleja la tendencia que tienen las sustancias de
reaccionar, así como también, la dirección y magnitud del cambio químico.
Todas las
reacciones químicas pueden ser
Descritas
bajo una condición de equilibrio.
Cinética
química es un estudio puramente empírico y experimental; la química cuántica permite indagar en las
mecánicas de reacción, lo que se conoce como dinámica química.
CONCLUSIÓN
La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien
definidas en otros materiales con
propiedadesdiferentes.
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.
OBJETIVOS
Objetivo
general:
estudiar la velocidad o rapidez con que transcurren las
reacciones químicas es la cinética química, y se refiere a la variación de las
concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.
Objetivos
específicos:
·
Conocer
los distintos tipos de equilibrio y los factores que lo condicionan
·
Ver
las distintos elementos que pueden modificar la cinética de una reacción
química.
CINETICA QUIMICA
Este campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de
la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción,
de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la
temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad
de una reacción.
Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta,
por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como por ejemplo el
sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia
de aire que no reaccionarían jamas sin el auxilio del fuego, pero una vez
comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.
Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como
para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores.
Velocidad
de reacción
La cinética química busca la relación entre la forma
precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de
las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la
generación de los productos de reacción.
La velocidad de reacción se expresa de la siguiente
forma:
Velocidad
=
|
moles o
gramos de sustancias que reaccionan por litro
|
(1)
|
tiempo
en segundos
|
Velocidad
=
|
moles o
gramos de sustancias obtenidas por litro
|
(2)
|
tiempo
en segundos
|
Por ejemplo:
HCl + NaOH ® NaCl + H2O
Para esta ecuación la expresión de velocidad es:
1) Moles o gramos de HCl o de NaOH por litro y por
segundo.
2) Moles o gramos de NaCl o de H2O por
litro y por segundo.
Los moles o gramos de sustancia por litro de solución
es la concentración, expresada como molaridad o simplemente en g/l. Por lo
tanto, la velocidad de reacción se puede expresar como:
V = C/t (3)
Naturaleza
de los reactantes
La naturaleza de los reactantes involucrados en una
reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las
cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más
lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se
efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones
con cargas opuestas.
En una reacción iónica no hay transferencia de
electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que
las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de
enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo
tanto, las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo,
algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las
nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las
moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía
requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si
esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para
formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que
no es detectable.
Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden
mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay
colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin
embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una
chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El
calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.
Factores
que modifican la velocidad de las reacciones
Para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas,
átomos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento
electrónico y, por consiguiente un nuevo ordenamiento entre sus enlaces
químicos, originando nuevas sustancias.
Temperatura
Según la Teoría
Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o
iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la
posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando
la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en
desarrollo.
Sin embargo, el incremento de la velocidad de la
reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del
número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.
La velocidad de una reacción crece, en general, con
la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la
temperatura.
Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente
con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de
reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido
clorhídrico:
2.NaCl + H2SO4 ® Na2SO4 +
2.HCl
Recordemos que los combustibles para ser quemado, primero
deben alcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas (liberan
calor) la combustión continúa sola.
Superficie
de contacto
Cuando una o todas las sustancias que se combinan se
hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie
expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta
la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque
y la reacción es más veloz.
Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no
son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite,
se hace reaccionar éste con agua,para lograrlo, el agua de la parte inferior
(recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la
parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.
Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera,
que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa.
Para comprender mejor esto realicemos el siguiente
cálculo: un cubo de un metro de lado (de cualquier material), tiene una
superficie de:
S cubo = 6.l.l ÞS cubo =
6.(1 m) ² ÞS cubo = 6 m ² (4)
Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m
de lado, tendremos para un cubito una superficie de:
S cubito = 6.l.l ÞS cubito =
6.(0,10 m) ² ÞS cubito = 0,06 m ²
El total de la superficie de los 1000 cubitos es:
S cubitos = 1000. 0,06 m ² ÞS cubitos =
60 m ² (5)
Comparando los resultados (4) y (5) se observa
cuantitativamente que aumento la superficie de contacto.
Agitación
La agitación es una variante del punto anterior, lo
que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los
reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.
Luz
Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como
por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la
reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace
explosiva:
H2 + Cl2 ® 2.HCl
Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los
vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis.
Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal
motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por
ejemplo, el peróxido de hidrógeno:
2.H2O2 + luz ® 2.H2O
+ O2 (g) (rápida)
Concentración
La velocidad de una reacción química es proporcional a
la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias
reaccionantes.
Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o
soluciones) reaccionan:
A + B ® C + D (6)
La velocidad de la reacción es:
V = [A].[B] (7)
En la que los corchetes señalan concentraciones en
moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de
la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:
V* =2.[A].[B] (8)
Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la
concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra
aumentando la presión.
En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de
las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad
de choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.
Catalizadores
Se llaman catalizadores a las sustancias que
intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen
presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son
parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad
de reacción se denominan inhibidores.
Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO2)
al peróxido de hidrógeno (H2O2), se observa que se
descompone liberando abundante oxígeno:
2.H2O2 + n.MnO2 ® 2.H2O
+ O2 (g) + n.MnO2 (rápida)
La cantidad n de dióxido de manganeso
(MnO2) permanece constante luego de finalizada la reacción.
i. Catalizadores de contacto o heterogéneos:
No reaccionan químicamente con las sustancias
del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias
reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y
aceleran la reacción.
Una reacción en la cual los reactantes y el
catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea.
Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las
sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno
de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el
otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una
sustancia a la superficie de otra.
Algunos metales (finamente divididos para aumentar la
superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel,
óxido férrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5),
entre otros. El dióxido de azufre (SO2) reacciona lentamente con el
oxígeno:
2.SO2 + O2 ® 2.SO3 (lenta)
Pero, en presencia de platino y de calor, la reacción
es inmediata:
2.SO2 + O2 (amianto
platinado + calor) ® 2.SO3 (rápida)
ii. Catalizadores de transporte u homogéneos:
Estos catalizadores actúan interviniendo en la
reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo
se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes
Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO)
para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el
oxígeno:
2.SO2 + O2 ® 2.SO3 (lenta)
El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno
(oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2):
2.NO + O2 ® 2.NO2
Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose)
con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3)
y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO):
2.SO2 + 2.NO2 ® 2.NO
+ 2.SO3
Son características de los catalizadores:
a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias
que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.
b) El catalizador se halla igual al final del proceso,
que al comienzo de él.
c) Un catalizador no produce una reacción que sin él
no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma.
d) Los catalizadores son específicos de cada reacción
o de un cierto grupo de reacciones. La absorción de las impurezas que acompañan
a las sustancias reaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del
catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se
denominan venenos del catalizador.
BIBLIOGRAFÍA
·
Manual de química del agua (teoría y practica),
Bienvenido Marín Zambrana, págs. 9, 15-22.
·
Química general, segunda edición, Guillermo Garzón,
págs.157.
