Formulario Qg1 2 Parcial

FORMULARIO QUIMICA GENERAL 1 SEGUNDO PARCIAL 1. CINETICA QUIMICA ECUACIÓN GENERAL DE VELOCIDAD: Si tenemos la reacción:

A medida que avanza el tiempo de reacción, los reactivos comienzan a consumirse y los productos aparecen. En cinética química se analiza el concepto de velocidad de reactivos y productos que se definen por: [ ]

[ ]

REACTIVOS

PRODUCTOS

A estas velocidades se denominan velocidades medias porque solo dependen de concentraciones y de instantes para amplios intervalos de tiempo. Al graficar las concentraciones vs el tiempo de la reacción, en los reactivos se tienen curvas con tendencia negativa por que la cantidad de reactivo disminuye con respecto al tiempo, esta curva corresponde a la velocidad de desaparición del reactivo y en instantes determinados podemos hallar velocidades instantáneas tal como muestra la figura. Se toma el punto del tiempo donde queremos hallar esa velocidad y se traza una recta tangente, a partir de ella se saca la pendiente que equivale a la velocidad instantánea. Para hallar las velocidades de la reacción se relaciona la variación de la concentración con respecto al tiempo multiplicado por el inverso del coeficiente estequiométrico. La ecuación general de velocidad de la reacción (en Molar/segundo) viene dada por: [ ]

[ ]

[ ]

[ ]

ECUACION DE VELOCIDAD QUE DEPENDE DE LOS REACTIVOS: Si la velocidad de la reacción solo depende de los reactivos, se tiene la siguiente expresión: [ ] [ ] Donde: k es la constante de velocidad, [A] es la concentración del primer reactivo, [B] es la concentración del segundo reactivo, n y m son los coeficientes que indica como varia la concentración y la velocidad de la reacción. Para hallar el orden individual se deben tomar dos experimentos donde la concentración de uno de ellos es constante para analizar la variación de velocidad y concentración del otro reactivo. El orden de la reacción se obtiene sumando los coeficientes n y m REACCION DE ORDEN 0, 1 Y 2

Al relacionar las concentraciones de los reactivos y el tiempo de avance de la reacción se pueden obtener varias ecuaciones útiles para el cálculo de la constante de velocidad de reacciones con orden definido. El tiempo de vida media se define como el tiempo que debe transcurrir para que se acabe la mitad del reactivo. Aquí se tiene una tabla resumen de las reacciones ORDEN DE LA REACCION 0 1 2

UNIDADES DE K M/s 1/s 1/M.s

ECUACION DE LA CONSTATE K [A]=-kt+[Ao] ln[A]=-kt+ln[Ao] 1/[A]=kt+1/[Ao]

ORDEN 2

1/Concentración

Ln de concentración

GRAFICAMENTE: ORDEN 1

Pendiente: -k

Pendiente: k

ENERGIA DE ACTIVACION (Ea): Es la energía que se necesitan los reactivos para convertirse en productos. Se mide desde donde inicia la reacción hasta la cumbre de la loma que se llama complejo activado. Si tenemos una reacción endotérmica la energía de activación es más grande porque necesitamos agregar mucho calor (energía) para iniciar la reacción, por eso es mas lenta. Si tenemos una reacción exotérmica la energía de activación es mucho menor porque los reactivos no necesitan tanta energía para iniciar la reacción, es mas rápida.

TIEMPO DE VIDA MEDIA t1/2=[Ao]/2k t1/2=ln 2/k t1/2=1/k[Ao]

ECUACION DE ARRHENIUS: Al relacionar las constantes de velocidad con sus respectivas temperaturas se define la ecuación de Arrhenius.

 Ea

k  Ae

ln k   Ea

RT

RT

 ln A

Al graficar ln K (de las constantes) vs 1/T (1/K), se obtiene una relación lineal con pendiente negativa a partir de la cual se obtiene la energía de activación.

Para dos constantes y dos temperaturas: (

)

(

)

Donde: k1 y k2 son las constantes de velocidad para la reacción, Ea es la energía de activación en J/mol, R es la constante de gases 8,31 J/mol-K y T1 – T2 son las temperaturas en kelvin. 2. EQUILIBRIO QUIMICO CONSTANTES DE EQULIBRIO Se tiene la reacción en equilibrio:

Las velocidades de reacción entre reactivos y productos se mantienen constantes mediante una relación matemática llamada constante de equilibrio, la cual relaciona las concentraciones de productos sobre reactivos elevados cada uno a su coeficiente estequiométrico. [ ] [ ] [ ] [ ] También podemos expresar las concentraciones de reactivos y productos como presiones parciales.

[ [

] [ ] [

] ]

Tener en cuenta que solo se consideran los compuestos acuosos o gaseosos que tienen concentración a los sólidos y líquidos no los escribe en la formula de Kc Para relacionar las constantes Kp y Kc se utiliza la ecuación.

(

)

Donde: Kp es la constante de equilibrio para gases Kc es la constante de equilibrio para soluciones R es la constante de gases 0,082 L-atm/mol-k T es la temperatura en kelvin Δn= diferencia del numero de moles totales entre productos y reactivos COCIENTE DE LA REACCION: Cuando tomamos las concentraciones al inicio de la reacción estamos hablando del cociente de la reacción. [ [

] [ ] [

] ]

Si QcKc entonces el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (Hay mas producto que reactivos) CALCULO DE K A PARTIR DE CONCENTRACIONES INICIALES Y EN EL EQUILIBRIO: Sea la reacción en el equilibrio

Suponga que al inicio de la reacción le dan las concentraciones iníciales solo de los reactivos porque aun no se han formado productos:

Para llegar al equilibrio se necesita que los reactivos comiencen a transformarse en los productos hasta que en un determinado instante ya no hay más cambios o variaciones en la concentración. Aquí se tienen tres momentos de la reacción y al final para llegar al equilibrio se necesitan sumar las concentraciones del inicio y del cambio. A INICIO Ao CAMBIO -ax EQUILIBRIO Ao - ax

B Bo -bx Bo - bx

C 0 +cx cx

D 0 +dx dx

Recuerde que si nos piden hallar la K de equilibrio se lo hace con las concentraciones en el equilibrio donde generalmente nos dan datos iníciales y un dato en el equilibrio para despejar el valor de x Cuando nos dan valores de K y concentraciones iníciales, con la expresión de K podemos hallar el valor de x y determinar concentraciones en el equilibrio.

ANALISIS GRAFICO DE CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO: Siempre los reactivos tienden a disminuir su concentración con respecto al tiempo y los productos a aumentarla, aunque en el equilibrio se altere la concentración de algún componente, estos tendrán las mismas tendencias para restablecer su equilibrio dependiendo de la estequiometria de la reacción. Ejemplo: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Cuando se adiciona mas H2 el equilibrio desaparece alterando la reacción, para regresar al estado normal los reactivos disminuyen un poco su concentración y los productos aumentan ciertamente la cantidad que poseen. PRINCIPIO DE LE-CHATELIER Cuando un sistema en equilibrio es perturbado o alterado siempre trata de restablecer el equilibrio, para contrarrestar esa perturbación. 





Cambios de concentración: + reactivos: → equilibrio hacia la derecha - reactivos: ← equilibrio hacia la izquierda

- producto: → equilibrio hacia la derecha + producto: ← equilibrio hacia la izquierda

Cambios de temperatura: REACCIONES ENDOTERMICAS ΔH >0 R + CALOR → P + Calor = + reactivos: → equilibrio hacia la derecha - Calor = - reactivos: ← equilibrio hacia la izquierda

REACCIONES EXOTERMICAS ΔH