1. Prof. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
CICLO 2013-II Módulo:
Unidad: IV Semana: 7
FISICO QUIMICA DE PROCESOS AMBIENTALES

2. Quim. Jenny M. Fernández VivancoQuim. Jenny M. Fernández Vivanco

3. Reacciones químicas
•Una reacción está gobernada por dosUna reacción está gobernada por dos
aspectos:aspectos:
•La rapidez con la que se realiza:La rapidez con la que se realiza:
aspecto cinéticoaspecto cinético CINÉTICA QUÍMICACINÉTICA QUÍMICA
•La posibilidad de su realización:La posibilidad de su realización:
aspecto termodinámicoaspecto termodinámico EQUILIBRIOEQUILIBRIO
QUÍMICOQUÍMICO

6. Rapidez de una reacción (r)
Indica la rapidez con la que seIndica la rapidez con la que se
forman los productos o aquellaforman los productos o aquella
con la que se consumen loscon la que se consumen los
reactantes. Indica como cambiareactantes. Indica como cambia
la concentración de losla concentración de los
reactantes o de los productos enreactantes o de los productos en
la unidad de tiempo.la unidad de tiempo.

7. Rapidez de una reacción (r)
[B][B]
(i)(i) ReactantesReactantes  B rB rBB ==
tt
[A][A]
(ii) A(ii) A  productosproductos rrAA = -= -
tt
[X] = concentración molar de X (mol/L)[X] = concentración molar de X (mol/L)
∆∆
∆∆
∆∆
∆∆
Rapidez de formación de BRapidez de formación de B
Rapidez de desaparición de ARapidez de desaparición de A

8. Ejemplo
Sea la rxn:Sea la rxn: NN22(g) + 3 H(g) + 3 H22  2 NH2 NH33
• La rapidez de consumo de HLa rapidez de consumo de H22 es el triple de laes el triple de la
del consumo de Ndel consumo de N22
rrH2H2 = 3 r= 3 rN2N2  rrN2N2 = (1/3) r= (1/3) rH2H2
• También:También:
rrNH3NH3 = 2 r= 2 rN2N2  rrN2N2 = (1/2) r= (1/2) rNH3NH3
• Luego:Luego:
rrN2N2 = (1/3) r= (1/3) rH2H2 = (1/2) r= (1/2) rNH3NH3

9. Expresión de la rapidez
• En general, para la rxn:En general, para la rxn:
a A + b B → c C + d D
rA rB rC rD
= = =
a b c d
Δ[A]
Δt
1
a
= -
Δ[B]
Δt
1
b
- =
Δ[C]
Δt
1
c
=
Δ[D]
Δt
1
d
= r= rrxnrxn
Ley diferencial de la velocidadLey diferencial de la velocidad

11. Un ejemplo
N2O5 2 NO2 1/2 O2+
0 2 4 6 8 10
tiempo (min)
0.08
0.16
0.24
0.32
[M]
[N2O5]
[NO2]
[O2]
-Δ[N2O5]
Δt
Δ[NO2]
Δt
=
1
2
Δ[O2]
Δt
=
1
1/2
rapidez =

12. ¿Por qué ocurren las reacciones?Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaceseficaces entre las moléculas de
reactivos
I
I
H
H
Choque eficaz
No eficaz
I
I
I
I
H
H
H
H
I
I
H
H
I
I
H
H
I2 + H2
HI + HI
I2 H2
Veamos la reacción de formación del HI a partir
de I2 e H2
Además del choque en la dirección adecuada las
moléculas tienen que tener una energía
suficiente; esta energía mínima se denomina
Teoría de las colisiones

13. CH3Br + Cl-
 CH3Cl + Br-
Esta reacción seEsta reacción se
sustitución simplesustitución simple
ocurrirá sólo si elocurrirá sólo si el
ClCl--
ataca alataca al
sustrato porsustrato por
detrás del enlacedetrás del enlace
C-Br, es decir seC-Br, es decir se
presenta en lapresenta en la
posiciónposición
adecuada.adecuada.

14. Modelo del estado de transición
Diagramas de energía de activación
• durante la reacción se forman especies inestables y
de alta energía: los complejos activados.
• El complejo activado de mayor energía se conoce
como estado de transición, intermedio entre los
reactivos y los productos.
• El modelo del estado de transición supone que el
estado de transición:
• está en equilibrio, a muy bajas concentraciones, con los
reactivos.
• puede descomponerse en productos, si posee la energía
adecuada, o por el contrario convertirse de nuevo en
reactivos si no contiene la energía suficiente.

15. Perfil de una reacción

16. Perfil de una reacción
A s í, la s r e a c c io n e s e x o t e r m ic a s y e n d o t é r m in a s p u e d e n r e p r e s e n t a r s e c o m o :
R e a c c i ó n e x o t é r m i c a
E n e r g í a
d e a c t i v a c i ó n
E n e r g í a p o t e n c i a l
a v a n c e d e l a r e a c c i ó n
R e a c t iv o s
P r o d u c t o s
∆ H < 0
E s t a d o d e
T r a n s i c i ó n
E n e r g í a p o t e n c i a l
a v a n c e d e l a r e a c c i ó n
R e a c t iv o s
P r o d u c t o s
E s t a d o d e
T r a n s i c i ó n
∆ H > 0
E n e r g í a
d e a c t i v a c i ó n
R e a c c i ó n e n d o té r m ic a
RR  P + calorP + calor R + calorR + calor  PP

17. Reacciones
exotérmicas endotérmicas
FeFe22OO33 + 2 Al+ 2 Al  2Fe + Al2Fe + Al22OO33 + energía+ energía 2NH2NH44SCN + Ba(OH)SCN + Ba(OH)22 + calor+ calor 
NHNH33 + 2H+ 2H22O + Ba(SCN)O + Ba(SCN)22

18. Diagrama de energía
En el diagrama se aprecian:En el diagrama se aprecian:
EEaa = energía de activación= energía de activación
∆∆H = entalpía de reacciónH = entalpía de reacción
H = entalpía = contenido de energíaH = entalpía = contenido de energía
almacenada en las sustancias (energíaalmacenada en las sustancias (energía
potencial)potencial)
∆∆H = HH = Hproductosproductos – H– Hreactantesreactantes
En una reacción exotérmicaEn una reacción exotérmica  ∆∆H < 0H < 0
En una reacción endotérmicaEn una reacción endotérmica  ∆∆H > 0H > 0

19. Dada por Guldberg y Waage:Dada por Guldberg y Waage:
““ La velocidad de una reacción es proporcional a lasLa velocidad de una reacción es proporcional a las
concentraciones de los reactantes elevadas a ciertosconcentraciones de los reactantes elevadas a ciertos
exponentes”exponentes”
Sea la rxn:Sea la rxn: 3A + 2B3A + 2B  C + DC + D
rrAA rrBB
rrrxnrxn = = = r= = = rCC = r= rDD = k [A]= k [A]αα
[B][B]ββ
3 23 2
k = cont. Específica de velocidadk = cont. Específica de velocidad
α, βα, β = entero o fracción, obtenido= entero o fracción, obtenido
experimentalmenteexperimentalmente
α + βα + β = orden global= orden global
de la reacciónde la reacción
Ley de acción de masas
A mayor número de moléculasA mayor número de moléculas
de reactantes, mayor será elde reactantes, mayor será el
número de choques, y mayor lanúmero de choques, y mayor la
rapidez de la reacción !!rapidez de la reacción !!

20. Reacciones elementales
• Es aquella que ocurre en una sola etapa, es
decir su ecuación muestra que especies
chocan directamente para dar los
productos.

21. Ejemplo de reacción elemental
Estado deEstado de
transicióntransición
ComplejosComplejos
activadosactivados
NN22O + NOO + NO  NN22 + NO+ NO22 + 139 kJ+ 139 kJ

22. Reacciones complejas o por etapas
• Son las que ocurren en varias etapas. Es
decir su ecuación no muestra las especies
que chocan directamente.
• Ejemplo:
H2O2 + 2 Br-
+ 2H+
 Br2 + 2 H2O
• Etapas (mecanismo):
(i) Br-
+ H+
+ H2O2  HOBr + H2O
(ii) H+
+ HOBr + Br-
 H2O + Br2
H2O2 + 2Br-
+ 2H+
 Br2 + 2 H2O
Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!Es imposible pensar en el choque simultáneo de más de 3 especies!!

23. Una reacción por etapas
• Las soluciones A
y B producen una
solución roja.
Luego, al
adicionar la
solución C, la
solución se torna
blanca lechosa, la
que luego de un
tiempo se vuelve
azul.

24. Nota
• Solo en reacciones elementales, el orden
de la rxn se obtiene de la estequiometría.
• Rxn unimolecular: A  prod
rrxn = k[A]
• Rxn bimolecular: A + B  prod rrxn =
k[A][B]
• Rxn bimolecular: 2 A  prod rrxn =
k[A]2
• Rxn trimolecular: 3A  prod
rrxn = k[A]3
• Rxn trimolecular: A + 2B  prod rrxn =

25. Factores que afectan la rrxn
1.- Estado físico de los reactivos1.- Estado físico de los reactivos
2.- Concentración de los2.- Concentración de los
reactivosreactivos
Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos
o están en solución.
En las reacciones heterogéneas la velocidad
dependerá de la superficie de contacto entre ambas
fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de
división.
A mayor número de moléculas, mayor número de choquesA mayor número de moléculas, mayor número de choques
efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.efectivos, y por tanto mayor rapidez de la reacción.
Son aquellos que modifican el número de choquesSon aquellos que modifican el número de choques
efectivosefectivos

26. Factores que afectan la rrxn
3.- Temperatura3.- Temperatura
Un incremento de la temperatura provoca un incremento en
la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea
mayor el número de moléculas que alcanza la energía de
activación, aumentando también la probabilidad de choques
efectivos.
4.- Catalizadores4.- Catalizadores
Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de
reacción sin consumirse.
El catalizador actúa cambiando la trayectoria (el mecanismo)
de la reacción, disminuyendo la energía de activación
necesaria y aumentando la velocidad de reacción.

27. Energía
de activación
Energíapotencial
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energíapotencial
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción
Reacción no catalizada
Reacción catalizada

28. Energía
de activación
Energía
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H<0
Energía
de activación
Transcurso de la reacción
Complejo
activado
Reactivos
∆H>0
Energía
Reacción exotérmica Reacción endotérmica
Productos
Productos
E.A
E.A
Los catalizadores
negativos aumentan la
energía de activación
Los catalizadores
positivos disminuyen
la energía de activación
E.A sin catalizador
E.A con catalizador negativo
E.A con catalizador positivo

29. Descomposición catalítica del H2O2
HH22OO22 (ac)(ac) OO22(g) + 2 H(g) + 2 H22O(l)O(l)

30. Un catalizador cambia el perfil de una
reacción

31. A B
TIPOS DE
REACCIONES

33. Problemas de aplicación

34. Una reacción de primer orden alcanza el 30% en 35 minutos.
¿Cuál es el valor de la constante de velocidad expresada en
min-1? Y ¿Qué porcentaje del reactivo queda sin reaccionar al
cabo de 5 horas de iniciada la reacción?

38. Problemas aplicativos
1. Para la reacción siguiente, indique como se
relaciona la velocidad de desaparición de
cada reactivo con la velocidad de aparición de cada
producto:
B2H6(g) + 3 O2(g) → B2O3(s) + 3 H2O(g)

45. Soluciones
Solución 1.

46. Solución 2.

47. Solución 3.

49. Solución 4.

50. Solución 5.

51. Solución 7.

52. Solución 8.

55. GRACIAS