14.S: Cinética química (resumen)

cinética química – área de la química que se ocupa de la velocidad / velocidad de las reacciones

     
• tasas de reacciones afectadas por cuatro factores
       
           
  1. concentraciones de reactivos

           

  2. temperatura a la que se produce la reacción

           

  3. presencia de un catalizador

           

  4. área de superficie de reactivos sólidos o líquidos y / o catalizadores

       

       

 

     
• velocidad de reacción – velocidad de una reacción química

 

[ displaystyle textit {tasa promedio} = frac { textit {change #moles B}} { textit {change in time}} = frac { Delta textit {moles B}} { Delta t} textit {if} A a B ]

[ Delta textit {moles B} = textit {moles B en el tiempo final} – textit {moles B en el tiempo inicial} ]

[ displaystyle textit {tasa promedio} = – frac { Delta textit {moles A}} { Delta t} textit {if} A to B ]

14.2.1 Tasas en términos de concentraciones

     
• tasa calculada en unidades de M / s

     

• los corchetes alrededor de una sustancia indican la concentración

     

• tasa instantánea – tasa en un momento particular

     

• tasa instantánea obtenida de la tangente en línea recta que toca la curva en un punto específico

     

• las pendientes dan tasas instantáneas

     

• tasa instantánea también conocida como la tasa

 

14.2.2 Velocidades de reacción y estequiometría

     
• para la reacción irreversible (aA + bB to cC + dD )

 

[ displaystyle textit {rate} = – frac {1} {a} frac { Delta [A]} { Delta t} = – frac {1} {b} frac { Delta [B]} { Delta t} = frac {1} {c} frac { Delta [C]} { Delta t} = frac {1} {d} frac { Delta [D] } { Delta t} ]

     
• ecuación utilizada solo si se formaron sustancias C y D solamente

     

• Velocidad = k [A] [B]

     

• Ley de velocidad – expresión que muestra que la velocidad depende de las concentraciones de reactivos

     

• k = tasa constante

 

14.3.1 Orden de reacción

     
• Velocidad = k [reactivo 1] ^m [reactivo 2] ⁿ

     

• m, n se llaman órdenes de reacción

     

• m + n, orden de reacción global

     

• las órdenes de reacción no tienen que corresponder con los coeficientes en la ecuación balanceada

     

• valores de orden de reacción determinados experimentalmente

     

• el orden de reacción puede ser fraccional o negativo

 

14.3.2 Unidades de tasas constantes

     
• las unidades de velocidad constante dependen del orden de reacción general de la ley de velocidad

     

• para reacción de segundo orden en general

     

• unidades de velocidad = (unidades de velocidad constante) (unidades de concentración) ²

     

• unidades de constante de velocidad = M ^-1 s ^-1

 

14.3.3 Uso de tasas iniciales para determinar las leyes de tasas

     
• orden cero – sin cambio en la tasa cuando la concentración cambió

     

• primer orden – el cambio en la concentración da cambios proporcionales en la tasa

     

• segundo orden – cambio en la tasa de cambios de concentración por el cuadrado del cambio de concentración, como 2 ² o 3 ² , etc …

     

• tasa constante no depende de la concentración

 

     
• las leyes de tasas pueden convertirse en ecuaciones que dan concentraciones de reactivos o productos

 

14.4.1 Reacciones de primer orden

[ textit {tasa} = – frac { Delta [A]} { Delta t} = k [A] ]

y en forma integral:

[ ln [A] _t – ln [A] _0 = -kt ]

o

[ ln frac {[A] _t} {[A] _0} = -kt ]

[ ln [A] _t = – kt + ln [A] _0 ]

     
• corresponde a una línea recta con (y = mx + b )

     

• ecuaciones utilizadas para determinar:
       
           
  1. concentración de reactivo restante en cualquier momento

           

  2. tiempo requerido para que una fracción dada de muestra reaccione

           

  3. tiempo requerido para que la concentración de reactivo alcance un cierto nivel

       

       

 

14.3.2 Vida media

     
• vida media de reacción de primer orden

 

[ displaystyle t _ { frac {1} {2}} = – frac { ln frac {1} {2}} {k} = frac {0.693} {k} ] [19459332 ]

     
• vida media – tiempo requerido para que la concentración de reactivo caiga a la mitad del valor inicial

     

• (t_ {1/2} ) de primer orden independientemente de las concentraciones iniciales

     

• vida media igual en cualquier momento de reacción

     

• en reacción de primer orden: las concentraciones de reactivo disminuyen en ½ en cada serie de intervalos de tiempo regularmente espaciados

 

14.3.3 Reacciones de segundo orden

     
• la tasa depende de la concentración de reactivo elevada a la segunda potencia o de las concentraciones de dos reactivos diferentes cada una elevada a la primera potencia

 

[ text {Rate} = k [A] ^ 2 ]

[ displaystyle frac {1} {[A] _t} = kt + frac {1} {[A] _0} ]

[ displaystyle textit {half life} = t _ { frac {1} {2}} = frac {1} {k [A] _0} ]

     
• vida media dependiente de la concentración inicial de reactivo

 

     
• la velocidad constante debe aumentar al aumentar la temperatura, aumentando así la velocidad de reacción

 

14.5.1 El modelo de colisión

     
• modelo de colisión – las moléculas deben colisionar para reaccionar

     

• mayor frecuencia de colisiones cuanto mayor es la velocidad de reacción

     

• for most reactions only a small fraction of collisions leads to a reaction

 

14.5.2 Activation Energy

     
• Svante August Arrhenius

     

• Molecules must have a minimum amount of energy to react

     

• Energy comes from kinetic energy of collisions

     

• Kinetic energy used to break bonds

     

• Activation energy, E _a – minimum energy required to initiate a chemical reaction

     

• Activated complex or transition state – atoms at the top of the energy barrier

     

• Rate depends on temperature and E _a

     

• Lower E _a means faster reaction

     

• Reactions occur when collisions between molecules occur with enough energy and proper orientation

 

14.5.3 The Arrhenius Equation

     
• reaction rate data:

     

• theArrhenius Equation:

 

[displaystyle k = A e^{frac{-E_a}{RT}}]

     
• (k) = rate constant, (E_a) = activation energy, (R) = gas constant (8.314 J/(mol K)), (T) = absolute temperature, (A) = frequency factor

     

• (A) relates to frequency of collisions, favorable orientations

 

[displaystyle ln k = -frac{E_a}{RT} + ln A]

     
• the (ln k) vs. (1/t) graph (also known as an Arrhenius plot) has a slope (–E_a/R) and the y-intercept (ln A)

     

• for two temperatures:

 

[displaystyle ln frac{k_1}{k_2} = frac{E_a}{R}left(frac{1}{T_2} – frac{1}{T_1}right)]

     
• used to calculate rate constant, (k_1) and (T_1)

 

     
• reaction mechanism – process by which a reaction occurs

 

14.6.1 Elementary Steps

     
• elementary steps – each step in a reaction

     

• molecularity – if only one molecule involved in step

     

• unimolecular – if only one molecule involved in step

     

• bimolecular – elementary step involving collision of two reactant molecules

     

• termolecular – elementary step involving simultaneous collision of three molecules

     

• elementary steps in multi-step mechanism must always add to give chemical equation of overall process

     

• intermediate – product formed in one step and consumed in a later step

 

14.6.2 Rate Laws of Elementary Steps

     
• if reaction is known to be an elementary step then the rate law is known

     

• rate of unimolecular step is first order (Rate = k[A])

     

• rate of bimolecular steps is second order (Rate = k[A][B])

     

• first order in [A] and [B]

     

• if double [A] than number of collisions of A and B will double

 

14.6.3 Rate Laws of Multi-step Mechanisms

     
• rate-determining step – slowest elementary step

     

• determines rate law of overall reaction

 

14.6.4 Mechanisms with an Initial Slow Step vs. Mechanisms with an Initial Fast Step

     
• intermediates are usually unstable, in low concentration, and difficult to isolate

     

• when a fast step precedes a slow one, solve for concentration of intermediate by assuming that equilibrium is established in fast step

 

     
• catalyst – substance that changes speed of chemical reaction without undergoing a permanent chemical change

 

14.7.1 Homogeneous Catalysis

     
• homogeneous catalyst – catalyst that is present in same phase as reacting molecule

     

• catalysts alter E _a or A

     

• generally catalysts lowers overall E _a for chemical reaction

     

• catalysts provides a different mechanism for reaction

 

14.7.2 Heterogeneous Catalysis

     
• exists in different phase from reactants

     

• initial step in heterogeneous catalyst is adsorption

     

• adsorption – binding of molecules to surface

     

• adsorption occurs because ions/atoms at surface of solid extremely reactive

 

14.7.3 Enzymes

     
• biological catalysts

     

• large protein molecules with molecular weights 10,000 – 1 million amu

     

• catalase – enzyme in blood and liver that decomposes hydrogen peroxide into water and oxygen

     

• substrates – substances that undergo reaction at the active site

     

• lock-and-key model – substrate molecules bind specifically to the active site

     

• enzyme-substrate complex – combination of enzyme and substrate

     

• binding between enzyme and substrate involves intermolecular forces (dipole-dipole, hydrogen bonding, and London dispersion forces)

     

• product from reaction leaves enzyme allowing for another substrate to enter enzyme

     

• enzyme inhibitors – molecules that bind strongly to enzymes

     

• turnover number – number of catalyzed reactions occurring at a particular active site

     

• large turnover numbers = low activation energies