TEMA 11 Cinètica química (2015)

Resumen Catalán
Universidad Universidad Autónoma de Barcelona (UAB)
Grado Química - 1º curso
Asignatura Fonaments de Química
Año del apunte 2015
Páginas 5
Fecha de subida 12/03/2015
Descargas 28
Subido por

Vista previa del texto

CINÈTICA QUÍMICA Dos tipus de reaccions:  REACCIONS ELEMENTALS (1 ETAPA)  REACCIONS COMPLEXES (+ D’1 ETAPA) VELOCITAT DE REACCIÓ QUÍMICA Velocitat de reacció aA +bB  cC + dD 𝑣𝑚 = − 1 ∆[𝐴] 1 ∆[𝐵] 1 ∆[𝐶] 1 ∆[𝐷] =− = = 𝑎 ∆𝑡 𝑏 ∆𝑡 𝑐 ∆𝑡 𝑑 ∆𝑡 Velocitat instantània 𝑣𝑖𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡à𝑛𝑖𝑎 = − 1 𝑑[𝐴] 1 𝑑[𝐵] 1 𝑑[𝐶] 1 𝑑[𝐷] =− = = 𝑎 𝑑𝑡 𝑏 𝑑𝑡 𝑐 𝑑𝑡 𝑑 𝑑𝑡 Velocitat inicial Tangent al gràfic concentració a t = 0 EQUACIÓ DE VELOCITAT. ORDRE DE REACCIÓ 𝑣 = 𝑘[𝐴]𝑛 [𝐵]𝑚 n i m ≠ coeficients estequiomètrics, excepte en les reaccions elementals que sí coincideixen. La velocitat és funció dels diferents [reactius].
Ordre de reacció N=m+n  ORDRE 0: velocitat independent  ORDRE 1: velocitat es duplica quan [reactiu]x2  ORDRE 2: velocitat es multiplica per quatre quan [reactiu]x2 Constant de velocitat (k) Diferent per a cada reacció i depenent de la T. Més gran K, més ràpida la reacció.
Unitats de K: M1-n · s-1 CONCENTRACIÓ I TEMPS A  Productes Reaccions d’ordre 0 𝑣 = 𝑘[𝐴]0 = 𝑘 [𝐴]𝑡 = [𝐴]𝑜 − 𝑘𝑡 Reaccions de primer ordre 𝑣 = 𝑘[𝐴] ln[𝐴]𝑡 = ln[𝐴]0 − 𝑘𝑡 [𝐴]𝑡 = [𝐴]0 𝑒 −𝑘𝑡 Reaccions de segon ordre 𝑣 = 𝑘[𝐴]2 1 1 = 𝑘𝑡 + [𝐴]𝑡 [𝐴]0 Vida mitjana Temps necessari per consumir la meitat d’un reactiu.
 Ordre 0: 𝑡1/2 = [𝐴]0  1r ordre: 𝑡1/2 = ln 2  2n ordre: 𝑡1/2 = 2𝑘 𝑘 1 𝑘[𝐴]0 DETERMINACIÓ DE L’ORDRE I LA CONSTANT  Utilització de l’equació integrada de velocitat  Mètode de les velocitats inicials DEPENDÈNCIA DE LA CONSTANT DE VELOCITAT AMB LA TEMPERATURA 𝐸𝑎 𝑘 = 𝐴𝑒 −𝑅𝑇 ln 𝑘 = − 𝐸𝑎 + ln 𝐴 𝑅𝑇 Podem predir el valor d’una constant de velocitat a una T si coneixem el valor a una altra T.
ln 𝑘′ 𝐸𝑎 1 1 = ( − ) 𝑘 𝑅 𝑇 𝑇′ MECANISMES DE REACCIÓ. ETAPA LIMITANT S’ha de complir:  Ser consistent amb la estequiometria  Explicar l’equació de velocitat determinada experimentalment La determinació d’un mecanisme implica: 1. Proposta del mecanisme 2. Elaboració de l’equació de velocitat associada al mecanisme proposat 3. Comprovació experimental de la llei de velocitat.
Reversibilitat de les reaccions elementals En tot mecanisme ha d’haver-hi una etapa lenta (etapa limitant), que determina l’equació de velocitat, i una ràpida. Les reaccions elementals son reversibles (equilibris) però en certes condicions són molt lentes. Hi ha d’haver-hi intermedis com a pont entre les reaccions elementals del mecanisme, però aquests intermedis no poden aparèixer a l’equació global de velocitat.
Aproximació de l’estat estacionari L’estat estacionari és el moment en el què l’intermedi es produeix i es consumeix a la mateixa velocitat, és a dir, es mantenen les concentracions constants.
CATÀLISI Catalitzador: substància que augmenta la velocitat d’una reacció sense consumir-se, disminuint l’energia d’activació, sense modificar la constant d’equilibri ni la composició a l’equilibri.
Catàlisi homogènia El catalitzador es troba a la mateixa fase que els reactius.
Catàlisi heterogènia El catalitzador es troba en una fase diferents de la dels reactius.
Catàlisi enzimàtica Característiques dels enzims (catalitzadors biològics):  Elevada massa molecular  Especificitat  Actuen sobre el substrat  Punt d’unió substrat + enzim  centre actiu (flexible) Dependència de la velocitat d’una reacció enzimàtica amb la [substrat]:  A concentracions baixes, la velocitat augmenta amb la concentració. (ORDRE 1)  A concentracions altes, la velocitat és independent i només depèn de la concentració del enzim. (ORDRE 0) CONTROL CINÈTIC I TERMODINÀMIC PRODCUTE A ← REACTIU → PRODUCTE B La transformació que dóna lloc als productes més estables es diu que està sota control termodinàmic.
[𝐴] ∆𝑟 𝐺° ln ( ) = − [𝐵] 𝑅𝑇 [𝐴] = 𝑒 −∆𝑟 𝐺°/𝑅𝑇 [𝐵] El procés que es produeix més ràpidament (més baixa energia d’activació) es diu que està sota control cinètic.
ln( [𝐴] 𝑘1 ∆𝐸𝑎 ) = ln ( ) = − [𝐵] 𝑘2 𝑅𝑇 [𝐴] 𝑘1 𝐴𝑒 −𝐸𝑎(𝐴)/𝑅𝑇 = = = 𝑒 −∆𝐸𝑎/𝑅𝑇 [𝐵] 𝑘2 𝐴𝑒 −𝐸𝑎 (𝐵)/𝑅𝑇 El primer producte que es forma és el de més baixa energia d’activació. Inicialment, la reacció sempre està sota control cinètic.
...