0 cinètica i equilibri químic - el profe de bio · s’encarrega de l’estudi de la rapidesa amb...

Cinètica i equilibri químic0

Cinètica químicaS’encarrega de l’estudi de la rapidesa amb la que es produeixen les reaccions químiques.

Cinètica química1

Una explosió és un exemple d’una reacció ràpida (fraccions de

segon)

L’oxidació d’un clau de ferro és una reacció espontània que

necessita anys per a produir-se.

Velocitat de reaccióVariació de la concentració d’un reactiu o producte amb el temps. La seva unitat en el SI és mol·L-1·s-1

Velocitat de reacció1

Exemple. Transformació d’una substància A (color negre) en B (color verd) amb el temps.


Velocitat mitjana desaparició substància A:

Velocitat mitjana aparició substància B:


Gràficament s’observa com la velocitat mitjana NO és constant durant tota la reacció química. La velocitat mitjana disminueix fins a ser nul·la quan la reacció és completa.


Velocitat mitjana generalInclou la relació estequiomètrica entre les diferents substàncies que participen en la reacció.

D’aquesta forma la velocitat mitjana no depèn del reactiu que considerem i sempre serà de signe positiu


Velocitat mitjana desaparició substància A:

Velocitat mitjana aparició substància B:

Aplicant la fórmula a l’exemple anterior obtenim:


Velocitat instantàniaÉs la velocitat que posseeix la reacció en un moment donat. Això succeeix quan el temps tendeix a zero.


1


2

3


Per a la reacció N2O5 —> N2O4 + 1/2 O2 hem obtingut els valors de concentració següents de N2O5 en funció del temps:

Calcula la velocitat mitjana de reacció en els intervals de temps 0 a 3 minuts i de 3 a 5 minuts.

[N2O5](mol/L) 0,233 0,200 0,180 0,165 0,155

Temps (s) 0 180 300 540 840

Teoria de col·lisions2

Teoria de col·lisionsLes reaccions químiques es produeixen per xocs eficaços entre les molècules dels reactius. Un xoc és eficaç quan: - L’energia cinètica és adequada per a la ruptura dels enllaços dels reactius - Quan l’orientació de les molècules és l’adequada

Energia d’activació és l'energia mínima necessària perquè les partícules en xocar es combinin les unes amb les altres i es pugui iniciar la reacció química

Teoria del complex activitat2

Teoria del complex d’activitatSegons aquesta teoria les molècules dels reactius s’acosten experimentant una deformació que dóna lloca a un estat transitori anomenat complex activat o estat de transició amb una alta energia on s’inicia la formació d’uns enllaços i la ruptura d’altres.


L’energia d’activació segons aquesta teòria és l’energia necessària perquè es formi el complex activat.


Representació de l’energia enfront de l’avanç de la reacció en una reacció endotèrmica i una exotèrmica.


4

Equació de velocitat3

La velocitat de la reacció s’incrementa en augmentar la concentració dels reactius, ja que augmenta el nombre de xocs entre elles.


Equació de velocitatEs defineix com l’equació, determinada experimentalment, que serveix per predir la dependència de la velocitat d’una reacció química amb les concentracions dels reactius.

Per a la reacció: L’equació de la velocitat serà:

constant de velocitat

ordres parcials

concentracions molars dels reactius

Els ordres parcials s’han de determinar experimentalment. L’ordre global de la reacció serà la suma dels ordres parcials dels reactius: α + β La constant de velocitat depèn factors com la temperatura o la presència de catalitzadors i és diferent per a cada reacció química.


Determinació de l’ordre de reacció: El mètode per determinar els ordres parcials de la reacció consisteix en utilitzar una concentració molt elevada d’un dels reactius, de forma que es mantengui gairebé constant durant tot el procés, i analitzar l’efecte que té sobre la velocitat la modificació de la concentració de l’altre reactiu.

Exemple de com afecta a la velocitat inicial la duplicació de la concentració d’un reactiu (A):

Ordre parcial Equació Velocitat inicial

Zero No canvia

Un La velocitat inicial es duplica

Dos La velocitat inicial es quadriplica

Tres La velocitat inicial es multiplica per vuit


Exemple determinació de l’ordre de reacció:


5 D’una reacció entre dues substàncies, A i B, es coneixen les dades següents:

Calcula:a) L’ordre de reacció de cada un dels reactiusb) L’expressió de la llei de velocitatsc) La constant específica de la reacciód) La velocitat inicial de la reacció quan les concentracions d’ambós

reactius són 1·10-3 M

[A] inicial (mol·L-1) [B] inicial (mol·L-1) Velocitat inicial (mol·L-1·s-1)

1 0,005 0,1 1,25·10-6

2 0,01 0,05 2,50·10-6

3 0,02 0,02 4,00·10-6

4 0,05 0,1 1,25·10-4

5 0,005 0,005 6,25·10-8


6 La reacció A + 2B —> 2C + D és de primer ordre respecte a cadascun dels reactius.

a) Escriu l’equació de la velocitatb) Indica l’ordre total de la reaccióc) Indica les unitat de la constant de velocitat

7


8


Mecanisme de reacció Cadascuna de les etapes per les quals transcorr un reacció es denomina procés elemental. Mecanisme de reacció és el conjunt de processos elementals pel quals transcorr la reacció global. El procés elemental que transcorr més lentament es denomina etapa limitant i determina l’equació de velocitat de la reacció global.

Ener

gia

Avanç de la reacció

Factors que afecten a la velocitat de reacció4

1) Concentració dels reactiusCom ja hem vist, la concentració de reactius afecta a la velocitat de la reacció. A més concentració, més xocs entre les molècules i, per tant, major velocitat.

En augmentar la concentració de reactius s’incrementa la velocitat de reacció.


2) Naturalesa de reaccióAlgunes substàncies reaccionen més ràpid que altres com a conseqüència de les seves propietats químiques. Per exemple, les substàncies iòniques reaccionen més ràpid que les substàncies covalents.

3) Estat físicLa llibertat de moviment afavoreix la col·lisió entre partícules. Per aquest motiu reaccionen més ràpid les substàncies en estat gasós que les que es troben en dissolució i aquestes, a la vegada, ho fan més ràpid que les que es troben en estat sòlid.


4) PressióUn augment de la pressió afavoreix el xoc entre molècules incrementant-se la velocitat de reacció.

En augmentar la pressió s’incrementa la velocitat de reacció.


5) TemperaturaLa velocitat de les reaccions químiques augmenta amb la temperatura (major energia cinètica, més xocs eficaços)

La relació entre la velocitat de reacció i la temperatura va ser establida per Arrhenius:

factor de freqüència

energia d’activació

constant universal dels gasos

temperaturaconstant de velocitat


6) CatalitzadorsSubstància que augmenta la velocitat de la reacció, sense ser consumida durant el procés. Un catalitzador crea un nou camí per a la reacció amb una energia d’activació menor.

- Els catalitzadors disminueixen la Ea. - Els catalitzadors no canvien la ΔH de la

reacció. - Els catalitzadors no alteren el rendiment

de la reacció, només permeten obtenir els productes més ràpidament.


6) CatalitzadorsCom actuen?

Els reactius s’adsorbeixen al catalitzador afavorint el transcurs de la reacció química

catalitzador


6) CatalitzadorsCom actuen?

Els enzims són biocatalitzadors que formen un compost intermedi (complex enzim-substrat) que facilita el transcurs de la reacció. Els enzims es caracteritzen per una alta eficiència i una gran especificitat.


9

10


11

Equilibri químic5

Reaccions reversiblesLa majoria de les reaccions químiques ocorren en ambdós sentits. Per aquest fet els productes poden formar novament reactius, que fan que la reacció no es completi. Aquestes reaccions s’anomenen reaccions reversibles i s’indiquen amb una doble fletxa.

Equilibri químicL’equilibri químic s’assoleix quan els reactius i els productes es consumeixen i es formen alhora.

Equilibri químic5

Explicació cinètica de l’equilibri

A l’inici de la reacció: - Vd màxima per una alta concentració de

reactius. - Vi nul·la per l’absència de productes.

Durant el transcurs de la reacció: - Vd disminueix a mesura que es van consumint

els reactius - Vi augmenta a mesura que es van formant els

productes.

A l’equilibri: - Vd i Vi s’igualen. En aquest moment les

quantitats de reactius consumits per formar productes es compensen amb els produïts per la reacció inversa.

Constant d’equilibri6

Constant d’equilibri, KcA partir de les equacions de velocitat directa e inversa, s’obté l’expressió per obtenir la constant d'equilibri. Kc = K1/K2

Kc és diferent per cada reacció química i únicament depèn de la temperatura. Les unitats de Kc freqüèntment no s’indiquen.


12

PAU JUNY 2015


13

14

La constant d’equilibri, Kc, per a la reacció:

N2 + O2 <—> 2 NO

és 8,8·10-4 a 2200º K. Si 1 mol de N2 i 2 mols de O2 s’introdueixen en un recipient de 3 L i s’escalfa a 2200º K, calculeu els mols de cadascuna de les espècies en l’equilibri.

En un recipient de 5 L s’introdueixen 1 mol de SO2 i un mol de O2 i s’escalfa a 727º C i s’estableix l’equilibri següent:

2 SO2 + O2 <—> 2 SO3

En aquest equilibri es troben 0,15 mols de SO2. Calculeu:a) Quantitat de grams de SO3 format.b) Valor de Kc.


Magnitud de la constant d’equilibriEl valor numèric de la constant d’equilibri informa del sentit de la reacció.

Major concentració de productes que de reactius (reacció desplaçada cap a la formació de productes).

Major concentració de reactius que de productes (reacció desplaçada cap a la formació de reactius).

Kc > 1

Kc < 1


Grau de dissociació (α)Ens indica la quantitat en tant per un de reactiu que haurà reaccionat.

El grau de dissociació també es pot expressar en tant per cent α% = 100α

Si α pròxim a 1 —> equilibri tendrà un alt rendiment cap a la dreta (formació de productes. Si α pròxim a 0 —> reacciona poca quantitat de reactiu, per tant, el rendiment de la reacció serà baix.


15 En un matràs de 5 L s’introdueix una mescla de 0,92 mols de N2 i 0,51 mols de O2. S’escalfa la mescla fins a 2200 K i s’estableix l’equilibri:

N2 + O2 <—> 2 NO

Tenint en compte que en aquestes condicions reacciona l’ 1,09 % del nitrogen inicial. Calcula.a) Concentració de tots els composts en l’equilibri a 2200 K.b) El valor de la constant d’equilibri Kc.


Quocient de reaccióEn un moment qualsevol de la reacció es defineix quocient de reacció com:

El quocient de reacció ens permet determinar cap a on es desplaçarà la reacció quan els reactius i els productes es troben a concentracions diferents a les que tenen a l’equilibri.


Q < Kc

Q > Kc

La reacció evolucionara d’esquerra a dreta per augmentar la concentració de productes.

La reacció evolucionarà de dreta a esquerra per augmentar la concentració de reactius.


16 Per a la reacció,

PCl5 <—> PCl3 + Cl2 Kc = 0,042 a 250 ºC

Si s’omple un recipient amb aquest gasos, de manera que les concentracions inicials siguin [PCl3] = 0,1 M, [Cl2] = 0,2 M i [PCl5] = 5,5 M, mantenint la temperatura a 250 ºC. En quin sentit tendrà lloc la reacció?

17 Sabent que, en un recipient de 2 L a 500 ºK, tenim 2 mol de N2, 3 mol de H2 i 2 mol de NH3, i que la constant d’equilibri per aquesta reacció és de 0,9 M-2. Indica si el sistema està en equilibri i, si no ho està, quin és el sentit de la reacció en aquest moment?

N2 + 3 H2 <—> 2 NH3 Kc = 0,9 a 500 ºK


Recordatori:

Llei de Dalton: la pressió total d’una mescla de gasos és igual a la suma de les pressions parcials que exerceix cada un d’ells


Constant d’equilibri, KpConstant d’equilibri expressada en funció de les pressions parcials (només vàlida per a gasos). La expressió de Kp és anàloga a Kc però utilitzant les pressions parcials en lloc de les concentracions.

Kp és diferent per cada reacció química i únicament depèn de la temperatura.


Relació entre Kc i KpA partir de les expressions de Kc i Kp i la llei dels gasos ideals es pot deduir la relació entre ambdues. L’expressió de la relació entre les constants d’equilibri Kp i Kc és:

Quan Δn = 0 es compleix que Kp = Kc


18

PAU SET 16


19

PAU JUNY 16


20

PAU JUNY 15


21

PAU SET 14


22


23

PAU JUNY 13

Factors que modifiquen l’equilibri7

Principi de Le ChâtelierQuan es sotmet un sistema en equilibri a una modificació de la concentració, de la pressió o de la temperatura, el sistema respon i assoleix un nou equilibri que contraresta l’efecte de la modificació.

Principi de Le Châtelier7

reactiusproductes

Q > Kc

Si disminueix la concentració de reactius o augmenta la concentració de productes

El sistema evoluciona cap a la formació de reactius (esquerra)

Modificació de la concentració


reactiusproductes

Q < Kc

Si augmenta la concentració de reactius o disminueix la concentració de productes

El sistema evoluciona cap a la formació de productes (dreta)

Modificació de la concentració


Modificació de la temperatura

Augment de la temperatura

Disminució de la temperatura

Reacció evoluciona cap a l’absorció de calor (endotèrmic)

Reacció evoluciona cap a l’alliberació de calor (exotèrmica)

Exemple:

augment Tdisminució T


Modificació de la pressió o el volum

Augment de la pressió (disminució del volum)

Disminució de la pressió (augment del volum)

Direcció que faci disminuir el nombre de mols de gas

Direcció que faci augmentar el nombre de mols de gas

IMPORTANT: si Δn = 0, la modificació de la pressió NO

afecta a l’equilibri


Resum principi de Le Châtelier

Si augmenta la concentració d’una

substància

el sistema evoluciona en

el sentit

en el qual es consumeix aquesta substància

Si augmenta la pressió del sistema

en el qual disminueix la quantitat de gasos

Si augmenta la temperatura

en el qual s’absorbeix calor (endotèrmic)


Influència de la pressió i la temperatura en el procés Haber-Bosch per a l’obtenció industrial d’amoníac


24

PAU JUNY 16

25

PAU SET 12

Equilibris heterogenis8

Equilibris heterogenisSón aquells en els quals reactius i productes no es troben en la mateixa fase. En els equilibris heterogenis, no s’inclouen les concentracions dels sòlids, ja que la seva concentració és pràcticament constant i s’engloba dins el valor de Kc.

Equilibris heterogenis8

26 Considera el sistema en equilibri següent:

CO2(g) + C(s) <—> 2 CO(g)

a) Escriu les expressions de les constants Kc i Kp.b) Estableix la relació entre ambdues constants d’equilibri

Equilibri de solubilitat (equilibri heterogeni)9

Dissolució insaturada

Es pot dissoldre més sòlid

Dissolució saturadaEl sistema està en

equilibri. Presenta la màxima quantitat de solut

en dissolució

Dissolució sobresaturada

L’excés de sal precipitarà fins assolir l’equilibri

Precipitat


Equilibri de solubilitatLa constant d’equilibri d’una sal en dissolució es denomina producte de solubilitat (Kps) i el seu valor depèn de la temperatura. Al tractar-se d’un equilibri heterogeni el seu valor depèn únicament de les concentracions dels ions en la dissolució.

SolubilitatConcentració de solut en una dissolució saturada. Normalment s’expressa en mols de solut per litre de dissolució.

Exemple:


Alguns exemples de la relació entre la solubilitat molar i Kps


27

28


Precipitat

La constant del producte de solubilitat ens permet determinar si es formarà precipitat quan es mesclin dues dissolucions. Per determinar si la sal precipitarà es necessari calcula el quocient de reacció (Q).

Q < Kps Q > KpsQ = Kps

Dissolució insaturada

Dissolució saturada

Dissolució sobresaturada

0 cinètica i equilibri químic - el profe de bio · s’encarrega de l’estudi de la rapidesa amb...

Documents