Sesión 12 Tema: REACCIONES QUÍMICAS: EQUILIBRIO QUÍMICO
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Sesión 12 Tema: REACCIONES QUÍMICAS: EQUILIBRIO QUÍMICO Y VELOCIDAD. I. Objetivos de la sesión: II. Temas Energía Libre y Equilibrio Químico Dinámico. También podemos usar la variación de la energía ibre para responder las dos cuestiones energéticas que nos quedaban pendientes para las reacciones químicas: ¿Hasta qué punto se producirá una reacción?, y ¿Cómo hacer para que vaya más allá? En un recipiente cerrado a temperatura y presión constantes, la mayoría de las reacciones no se completan en un 100 % . En general ellas alcanzan un estado de equilibrio dinámico entre reactantes y productos. Por equilibrio dinámico entendemos cuando, a pesar que los reactantes siguen formando productos, como estos permanecen junto con los reactantes en el recipiente cerrado, algo de producto puede reconvertirse en los reactivos originales. Cuando la reacción directa y la inversa se producen a la misma velocidad, el sistema está en un estado de equilibrio dinámico. Por ejemplo, supongamos que colocamos una mezcla de gases SO 2 y O2 en un recipiente cerrado a presión y temperatura constantes. Si volvemos algo más tarde y analizamos el contenido encontraremos una mezcla de SO 2, O2 y SO3 en el recipiente, predominando el SO 3. La reacción ha alcanzado un estado de equilibrio químico, con la posición de equilibrio más hacia la derecha, favoreciendo el producto SO3: 2SO2 + O2 2SO3 Es importante realzar el que un equilibrio químico es un estado dinámico y no uno estático. Una sala llena de alumnos escuchando la excitante clase de química, sin que nadie entre o salga es un ejemplo de un equilibrio estático. La concentración o el número de personas en la sala permanece constante. Compare esta situación con la de un concierto rock en un gran auditorio o un estadio con 10. 000 espectadores. En cualquier momento dado hay gente que está saliendo a comprar refrescos o al baño. Si cada minuto 100 personas están saliendo y otras 100 están volviendo, entonces, la concentración o el número de personas en el auditorium o el estadio en cualquier momento permanecerá constante en 9. 900. Esta concentración constante de equilibrio se mantiene por un proceso dinámico, en el que la velocidad de ingreso de personas iguala a la de aquellas que salen. Esto es similar a lo que pasa al nivel microscópico de átomos y moléculas cuando una reacción, como la de SO2, O2 y SO3, alcanza el equilibrio químico en un recipiente cerrado. Billones y billones de moléculas de reactantes están formando moléculas de productos en cada segundo, y al mismo tiempo, billones y billones de moléculas de productos se están deshaciendo y volv iendo a moléculas reactantes. Si comenzamos la reacción sólo con reactantes (SO 2 y O2) la velocidad de la reacción directa es mayor que la de la inversa, pero eventualmente, las velocidades de las dos reacciones opuestas llegarán a igualarse, y a partir de ese momento se dice que el sistema está en un estado de equilibrio químico dinámico. El valor de la variación de la energía libre para una reacción a una temperatura y presión especificadas es una medida de la posición relativa de equilibrio. Si la energía libre disminuye el equilibrio está hacia la derecha, y mientras mayor sea la disminución de la energía interna, en mayor porcentaje se producirá la reacción. Inversamente, si la energía libre aumenta, el equilibrio estará hacia la izquierda. Por ejemplo, la reacción de SO 2 y O2 para formar SO3 es espontánea, con una liberación de cerca de 184.000 cal de energía por cada dos moles de SO 3 formado a temperatura ambiente (25º C) y presión atmosférica El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. normal (1 atm). Así, esperaremos que la posición de equilibrio esté desplazada a la derecha, y que la mezcla de equilibrio favorezca el producto (SO 3) sobre los reactantes (SO2 y O2). Haciendo que una reacción vaya más allá del punto de equilibrio. En la mayoría de las reacciones químicas deseamos que la reacción tenga el rendimiento en productos más alto posible. Hay dos aproximaciones para aumentar el rendimiento. Una implica un cambio en la concentración inicial de los reactantes o la alteración de la temperatura en un sistema de reacción cerrado, de modo que se forme más producto. Aquí el truco está en descubrir qué cambios moverán la posición de equilibrio de modo que se obtenga un mayor rendimiento de producto. La segunda aproximación implica impedir que el sistema alcance el equilibrio dinámico. Si el producto de una reacción dada es removido continua o periódicamente, el reactante original no se puede reformar y el rendimiento de la reacción aumentará. Para el efecto, nosotros llevamos a cabo la reacción no en un recipiente cerrado, sino en uno abierto. Volvamos a nuestro concierto de rock, que había alcanzado un estado de equilibrio dinámico con unas 100 personas que entraban y otras 100 que salían en cada minuto. Supongamos ahora que, de pronto, uno de los amplificadores hace explosión y el escenario es envuelto por una nube de humo y llamas. Este hecho dramático o stress, saca al concierto de su equilibrio dinámico. Ahora, el flujo de personas que arranca de la escena sobrepasa con creces al de las que vuelven. Después de un tiempo el fuego es apagado y algunas personas comienzan a volver. Eventualmente se establecerá un nuevo estado de equilibrio dinámico, pero la nueva concentración de gente en el auditorio será menor que antes, porque muchos habrán abandonado definitivamente la escena. Esta reacción a un stress impuesto a un sistema en un estado de equilibrio dinámico nos provee la base de nuestra comprensión de cómo hacer que una reacción vaya más allá del equilibrio inicial. El principio de Le Chatelier se puede usar para predecir la desviación general en la composición de la mezcla en equilibrio cuando la concentración inicial de los reactantes o productos se altera. Nos permite predecir si la nueva mezcla en equilibrio contendrá más o menos de los productos. El principio de Le Chatelier: Si un sistema en equilibrio dinámico es sometido a una perturbación o un stress, este cambiará, de ser posible, para contrarrestar la perturbación o el stress. Supongamos que la reacción entre SO 2 y O2 para formar SO3 ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico en un recipiente cerrado. ¿Qué pasará si perturbamos el equilibrio abriendo el contenedor, adicionando más oxígeno y cerrando otra vez el sistema? El estado de equilibrio se ha perturbado y el sistema reaccionará para contrarrestar este stress. En este caso el sistema tenderá a remover o a usar algo del exceso de O2. Esto sólo se puede producir si la reacción se desplaza hacia la derecha con la reacción de más SO2 con el exceso de O 2 para formar más SO3. Eventualmente se establecerá una nueva posición de equilibrio dinámico, una que contiene más SO 3 que la posición anterior. Aumentando la concentración de un reactante hemos desplazado la posición de equilibrio hacia la derecha. También se producirá un desplazamiento hacia la derecha si agregamos un exceso de SO 2. Si aumentamos la concentración del producto SO 3, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para remover el exceso de SO3. También podemos desplazar la posición de equilibrio abriendo temporalmente el sistema y removiendo moléculas de reactantes o productos. Por ejemplo, podemos desplazar la posición de equilibrio hacia la derecha removiendo SO 3, lo que causará que más SO 2 y O2 reaccionen para reemplazar el SO 3 removido. ¿Cuál será el efecto en la posición de equilibrio si se removiera SO 2 u O2? También podemos usar el principio de Le Chatelier para predecir el efecto del cambio de la temperatura de la reacción en la posición de equilibrio. Las reacciones pueden ser endoergónicas, que El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. requieren energía (usualmente como calor), o exoergónicas, que entregan energía útil (usualmente como calor). endoergónica: exoergónica: N 2 + O2 + energía 2SO2 + O2 2NO 2SO3 + energía Si agregamos energía calentando la mezcla de reacción en un recipiente cerrado, la reacción se desplazará en la dirección que utilice el exceso de energía. Por ejemplo, en la reacción endoergónica de N 2 y O2 la adición de energía desplazará la posición del equilibrio hacia la derecha para gastar algo (no necesariamente todo) el exceso de energía. Similarmente, en la reacción exoergónica entre SO 2 y O2 el calentamiento de la mezcla desplazará el equilibrio hacia la izquierda para gastar el exceso de energía. ¿Qué se podría esperar si enfriamos ambas reacciones?. En la práctica, la predicción del efecto de la temperatura en la posición de equilibrio es algo más compleja. Los cambios de temperatura no sólo afectan la posición de equilibrio, sino que alteran también la variación de la energía libre, de modo que una reacción no espontánea puede hacerse espontánea y viceversa. De este modo, nosotros estamos en condiciones de responder las 2 últimas preguntas energéticas acerca de las reacciones químicas resumidamente, de la siguiente forma: 1. ¿Hasta dónde se puede producir una reacción?. El valor de la variación de la energía libre es una medida relativa de cuán lejos se puede desarrollar una reacción hasta alcanzar el estado de equilibrio dinámico en un sistema cerrado a presión y temperatura constantes. Una disminución de la energía libre significa que la posición de equilibrio está desplazada hacia la derecha y un aumento en la energía libre indica que el equilibrio está desplazado hacia la izquierda. 2. ¿Cómo podemos hacer que una reacción se produzca aún en mayor proporción?. Los tres métodos principales para hacer que una reacción aumente su rendimiento son (1) variar la temperatura a la cual la reacción se está llevando a cabo, (2) cambiar la concentración de productos o reactantes, o (3) remover continuamente los productos de manera que no se permita alcanzar el equilibrio. Respuestas favorables a estas cuestiones energéticas acerca de una reacción química, sin embargo, no significan necesariamente que la reacción se producirá en la práctica. Por ejemplo, la energía libre para la reacción de hidrógeno y oxígeno gaseosos para formar agua líquida a temperatura y presión ambientes libera cerca de 112.900 cal de energía útil por cada 2 moles de agua formados. Así, si mezclamos H 2 y O2 en un recipiente cerrado, ellos deberían reaccionar espontáneamente para formar agua, y la mezcla en equilibrio resultante debería contener más agua que hidrógeno y oxígeno. Sin embargo, una mezcla de estas sustancias, mantenida a temperatura y presión ambientes, no muestra signos de reacción en meses o años. Pero si la ponemos en contacto con un fósforo encendido, una chispa o un alambre de platino caliente, la mezcla reacciona instantáneamente y explota violentamente. Para explicar este comportamiento debemos observar la velocidad de esta reacción, lo que haremos en un capítulo próximo. 11.1. Velocidades de reacción. La velocidad de una reacción química es la cantidad de reactante que se convierte en productos durante un período especificado de tiempo. Para medir velocidades necesitamos seguir el cambio en concentración (usualmente como moles por litro) de uno o más de los reactantes o productos en el tiempo. Si seguimos uno de los reactantes, su concentración disminuirá con el tiempo. Si monitoreamos uno de los productos su concentración aumentará a medida que se produce la reacción. En la práctica, es una buena El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. técnica seguir por lo menos dos especies independientes para proveernos de un chequeo cruzado de los resultados. Los cambios de concentración se pueden seguir midiendo alguna propiedad física o química que cambia a medida que se produce la reacción, y se pueden usar muchas aproximaciones. Ejemplos incluyen la medida del cambio de la presión en una reacción gaseosa (donde el número de moles varía a medida que se produce la reacción), medición de la intensidad del color, o usando cualquier técnica que distinga entre una y otra especie y permita determinar con razonable exactitud la cantidad presente. Por ejemplo, la velocidad de la reacción 2 NO + O2 2 NO2 se puede seguir, midiendo el aumento en la coloración café amarillenta del NO 2 que va apareciendo a medida que se produce la reacción hacia una posición de equilibrio que está ubicada hacia la derecha. ¿Qué hace que algunas reacciones se produzcan lentamente y otras con gran velocidad?. En algún sentido la respuesta puede parecer obvia. Los átomos, iones o moléculas presumiblemente deben chocar entre si antes que se pueda producir una reacción, y mientras más frecuentes sean las colisiones mayor será la velocidad de la reacción. Así, la velocidad de una reacción debería estar determinada por la frecuencia de colisiones, el número total de colisiones en un volumen dado durante un tiempo dado. El problema, sin embargo, no es tan simple. No porque dos moléculas choquen significa que necesariamente deben reaccionar. La velocidad de reacción depende no sólo de la frecuencia de colisiones, sino también de la energía de colisión. La colisión debe ser una colisión efectiva. Las moléculas deben colisionar con suficiente energía para llevar a cabo la reacción. La energía mínima requerida para llevar a cabo la reacción se conoce como la energía de activación. Hay una barrera de energía o "colina" que debe ser sobrepasada antes que la reacción pueda iniciarse. La altura de la barrera inicial de energía determina cuán rápido se puede producir el cambio, y la diferencia de energía entre los estados final e inicial determina cuán lejos puede llegar la reacción y cuánta energía neta se libera en el proceso. (Fig. 6.7) Fig. 6.7. Una analogía de la energía de activación para una reacción química. Si se logra generar suficiente energía para impulsar la roca sobre el montículo (barrera de energí a de activación), ésta rodará espontáneamente montaña abajo, liberando energí a a medida que se mueve hacia un estado de menor energía potencial. La velocidad a la cual las rocas sobrepasen la barrera del montículo dependerá de la altura de la barrera de energí a de activación. El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. De esta forma podemos explicar por qué el H 2 y el O2 no reaccionan a temperatura ambiente, aun cuando desde el punto de vista energético sea una reacción espontánea o "cuesta abajo". La barrera inicial de energía de activación es lo suficientemente alta como para que a temperatura ambiente las colisiones entre las moléculas no tenga energía suficiente para producir una colisión fructífera o eficaz. (Figura 6.8). Fig. 6.8. La energía de activación de la reacción neta entre 2 H2 y O2 para formar 2 H2O es tan alta, que la velocidad de la reacción a temperatura y presión ambientes es muy baja. La parte superior del diagrama (altura de la barrera de energía libre de activación) determina la velocidad de la reacción: mientras más alta la barrera, más lenta la reacción. La parte inferior del diagrama (la energía libre de la reacción) determina la energía neta liberada y cuán lejos puede producirse la reacción. Esto explica también por qué una chispa producirá una reacción explosiva de los gases hidrógeno y oxígeno. La chispa produce que unas pocas moléculas alcancen la necesaria energía libre de activación. Cuando ellas reaccionan, liberan una gran cantidad de energía. Esto provee energía para que más moléculas alcancen la energía de colisión necesaria, resultando en la evolución de aún más energía y en una suerte de reacción en cadena explosiva. Debemos entonces modificar nuestra hipótesis inicial. La velocidad de reacción depende de dos factores: la frecuencia de colisiones y la energía de colisión: Velocidad de Reacción = frecuencia de colisiones x fracción de colisiones con suficiente energía ¿Por qué se multiplican estos dos factores y no se suman?. La velocidad de la reacción depende de la probabilidad de ocurrencia de dos eventos separados: la colisión de las moléculas y el hecho que ellas deben chocar con suficiente energía. La probabilidad total se obtiene multiplicando las probabilidades individuales de cada evento. ¿Es esto todo? ¿Se producirá necesariamente la reacción si las moléculas chocan con suficiente energía?. Consideremos varias formas en que pueden chocar dos moléculas diatómicas H 2 e I2. (Figura 6.9). El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. Fig. 6.9. Para que se produzca la reacción, las moléculas deben chocar no sólo con la suficient e energía, sino que también en la orientación adecuada. Aunque estos diferentes tipos de colisiones se produzcan con suficiente energía para efectuar la reacción, la reacción no se producirá necesariamente en todos los casos. Las moléculas deben chocar con la geometría u orientación correcta. El tipo de colisión que sería efectivo varía con las moléculas reaccionantes y sus formas. Si incluimos una geometría u orientación de choque en nuestra hipótesis hemos formulado el modelo de colisión de las velocidades de reacción: Velocidad de Reacción = frecuencia de colisiones x fracción de colisiones con suficiente energía x fracción de colisiones con la geometría correcta. Velocidad de Reacción = factor de frecuencia de colisiones x factor de energía de colisión x factor de geometría de colisión. Alterando las velocidades de reacción. Muchas reacciones se producen o muy lentamente o muy rápidamente para nuestra conveniencia y se despliegan grandes esfuerzos para tratar de encontrar métodos efectivos (y económicos) para cambiar la velocidad de muchas reacciones. Por ejemplo, deseamos que el H 2 y el O2 reaccionen y liberen energía en forma controlada en una celda de combustible, pero no deseamos que su velocidad sea tan grande que se produzca una explosión. Seis factores principales pueden afectar la velocidad de una reacción química: (1) la naturaleza de las especies reaccionantes y el medio en que se efectúa la reacción, (2) la concentración de las especies reaccionantes, (3) la temperatura del sistema de reacción, (4) el grado de subdivisión de las partículas reaccionantes (para algunas reacciones), (5) la luz (para algunas reacciones), y (6) catalizadores. Examinemos cada uno de estos factores. El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. (1) Naturaleza de los reaccionantes. La mayoría de las reacciones de iones en solución se producen muy rápidamente. Por ejemplo, cuando se mezclan soluciones de hidróxido de sodio (iones Na+ y OH -) y ácido clorhídrico (iones H 3O+ y Cl-), la reacción de neutralización que involucra la reacción de iones hidronio e hidroxilo para formar agua H 3O+ + OH - 2 H 2O se produce prácticamente en forma instantánea. Usualmente las reacciones entre moléculas (como H 2 y O2) a temperatura ambiente son más lentas. Una razón para estas diferencias es que los iones simples ejercen fuerzas atractivas igualmente en todas direcciones y usualmente no es necesario que los iones choquen con una orientación específica para que se produzca la reacción. En contraste, la mayoría de las moléculas tienen formas específicas, de modo que la reacción se produce sólo cuando ellas chocan con una orientación favorable. (2) Efecto de la concentración. Los cambios en la concentración afectan la frecuencia de colisión. 2 HI, efectuándose en un recipiente cerrado a una Supongamos que tenemos la reacción H 2 + I2 temperatura dada. Si aumentamos la concentración de H 2 o I2 o ambas, el número de choques por unidad de tiempo aumentará y su velocidad de reacción aumentará. La velocidad de reacción será proporcional al producto (no a la suma) de las concentraciones de estas especies reaccionantes. Esto se deduce del hecho que la velocidad depende de la probabilidad de colisión de ambas especies y un aumento en la concentración de uno o de ambos reaccionantes aumenta la probabilidad de colisión. La probabilidad total se obtiene multiplicando las probabilidades individuales. Si duplicamos la concentración de H 2 la velocidad de reacción se duplicará. Si duplicamos la concentración de ambos, H 2 e I2, la velocidad aumentará en un factor de cuatro. ¿En qué factor aumentaría la velocidad si las concentraciones de H 2 e I2 se cuadruplicaran?. (3) Efecto de la temperatura. La temperatura tiene un efecto significativo en la velocidad de reacción y es uno de los métodos principales usados para alterar y controlar las velocidades de las reacciones químicas. Un aumento en la temperatura normalmente produce un gran aumento en la velocidad de reacción y una disminución de la temperatura normalmente reduce la velocidad. El aumento de la temperatura aumenta la energía cinética promedio (de movimiento) o velocidad de las moléculas. Esto produce dos efectos: aumenta la frecuencia de colisión y aumenta le energía de colisión, de tal modo que más moléculas chocarán con una energía igual o superior a la energía de activación. Así, el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción es muy importante, porque aumenta tanto la frecuencia de colisión como la energía de colisión. (4) Efecto del grado de subdivisión de las partículas reaccionantes. Si los reactantes están en dos estados diferentes (por ejemplo, un sólido reaccionando con un gas o con un líquido), entonces decimos que la reacción es heterogénea. Para reacciones heterogéneas, el estado de subdivisión, o la cantidad de área superficial disponible para la reacción tiene un efecto importante en la velocidad de la reacción. Un tronco grande en la chimenea se quema lentamente, pero si lo convertimos en aserrín, la combustión es rapidísima y la misma cantidad de madera dura mucho menos. Partiendo el reactante en agregados más pequeños se crea más área superficial y más moléculas están disponibles para reaccionar. El aumento del área superficial, en consecuencia, aumenta la frecuencia de colisión. En la célula, la membrana celular provee grandes áreas superficiales y es importante en aumentar la velocidad de reacción de algunos procesos celulares. (5) Efecto de la luz. La energía de activación para algunas reacciones se puede obtener de forma distinta al calor. Por ejemplo, una mezcla de gases hidrógeno y cloro no reaccionará a temperatura El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. ambiente si se mantiene en la oscuridad. Sin embargo, si se expone a la luz, particularmente a la luz del sol, la mezcla explotará aún a temperatura ambiente para formar gas cloruro de hidrógeno. Las reacciones cuya velocidades se aumentan por acción de la luz se llaman reacciones fotoquímicas. Aquí, la absorción de un cuanto de energía luminosa por la molécula de Cl2 inicia una reacción explosiva en cadena. (6) Efecto de catalizadores. Hasta ahora hemos visto que la energía de activación puede ser suministrada en dos formas, a través del calor y de las luz. ¿Qué se usa para proveer la energía de activación de las reacciones que se producen en el interior del cuerpo humano?. La luz no está disponible. Los tejidos vivos prácticamente nunca sobrepasan los 37ºC y esta temperatura no es lo suficientemente alta para proveer la energía de activación de muchas reacciones que se producen en el cuerpo. Muchas reacciones que no se producen o tienen velocidades muy bajas cuando se mezclan los reactantes, pueden ser producidas o aceleradas por la introducción de una sustancia externa. Sustancias que aumentan la velocidad de la reacción sin ellas mismas aparecer en la ecuación neta se llaman catalizadores. Una reacción catalizada, donde el platino metálico, Pt, es el catalizador agregado para aumentar la velocidad de la reacción, se puede representar: 2 H 2 + O2 + Pt 2 H 2O + Pt Aunque el catalizador de alguna forma aumenta la velocidad de la reacción, no se usa o no se consume. Esto significa que una pequeña cantidad de catalizador puede ser usada una y otra vez. Así, la reacción neta se puede escribir: Pt 2 H 2 + O2 2 H 2O Otro ejemplo lo encontramos en la reacción del contaminante del aire, dióxido de azufre (SO 2) y oxígeno (O2) para producir trióxido de azufre (SO 3), el cual puede reaccionar con agua para producir ácido sulfúrico (H 2SO4). Como muchas otras reacciones, esta es tanto útil como dañina. Es una reacción importante en la producción industrial de ácido sulfúrico, un reactivo químico esencial y muy útil en la fabricación de productos valiosos. Esta misma reacción puede producir ácido sulfúrico en nuestros pulmones, dañando el delicado tejido pulmonar, cuando respiramos aire contaminado con dióxido de azufre. 2 SO2 + O2 2 SO3 Aunque su variación de energía libre indica que la reacción puede ser espontánea, su energía de activación es tan alta, que la velocidad es muy baja a temperatura ambiente. Aumentar la temperatura de la reacción aumentará su velocidad, pero otra forma de aumentar dramáticamente su velocidad es agregar dióxido de nitrógeno (NO2) como catalizador. Un mecanismo crudo para la acción catalítica del NO 2 es que reacciona con SO2 para producir SO3 más NO. Luego el NO reacciona con O 2 para volver a convertirse en NO2. Etapa 1: 2 SO2 + 2 NO2 Etapa 2: 2 NO + O2 Reacción neta: 2 SO2 + O2 2 SO3 + 2 NO 2 NO2 2 SO3 Desafortunadamente, el motor de combustión interna provee el NO 2 que cataliza esta reacción indeseable. El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. ¿Cómo un catalizador acelera la velocidad de una reacción? Aunque no se conocen los mecanismos detallados a través de los cuales actúan muchos catalizadores, hay consenso general en que un catalizador acelera la velocidad de una reacción, disminuyendo la energía libre de activación para ella. Por ejemplo, aunque la velocidad de la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno a temperatura ambiente es extremadamente baja, la adición de metal platino finamente dividido, como un catalizador, produce que la reacción proceda muy rápidamente, porque disminuyó la energía de activación (Fig. 6. 10). Fig. 6.10. Un catalizador aumenta la velocidad de reacción disminuyendo la energía de activación, de modo que más moléculas del reactante chocan con suficiente energía como para sobrepasar la barrera de energía más pequeña. Las formas por medio de las cuales los diversos catalizadores disminuyen la energía de activación, varían considerablemente. En muchos casos, cuando los catalizadores son sólidos, ellos actúan como superficies sobre las cuales se pueden adsorber las moléculas reaccionantes y luego reaccionar (una especie de cancha de aterrizaje para la reacción). En estos casos, la adsorción de los reactantes puede cambiar su energía y les permite así reaccionar a una energía menor, o la superficie del catalizador puede promover una geometría de reacción más favorable, disminuyendo así la energía libre de activación. Por ejemplo, si dos moléculas deben chocar extremo con extremo para reaccionar, la frecuencia de colisiones exitosas aumentará, si una de las moléculas reaccionantes es adsorbida por la superficie del catalizador (Fig. 6.11) El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. Cualquier reproducción de parte o totalidad de la información, por cualquier medio, existirá la obligación de citar que su fuente es "Universidad Santo Tomás" con indicación La Universidad se reserva el derecho a cambiar estos términos y condiciones de la información en cualquier momento. 6.11. Posible acción de un cat alizador sólido. Así, un catalizador no aumenta la velocidad de una reacción por su mera presencia. Participa en la reacción y de esta manera provee un nuevo mecanismo con una energía libre de activación más baja, de modo que la reacción global puede producirse más rápidamente. Prácticamente todas las industrias químicas necesitan catalizadores efectivos y baratos, por lo que enormes cantidades de dinero y tiempo se invierten en la investigación de los catalizadores. III. Actividad previa. Syllabus sesión 10 IV Metodología de la sesión. Clase expositiva, de debate y con ejercicios prácticos V. Lectura post-sesión. Por definir Cuestionario 1) Defina y de un ejemplo de equilibrio químico dinámico. 2) ¿Qué es el principio de Le Chatelier? De dos ejemplos. 3) Dada la reacción de gas amoníaco con oxígeno para formar nitrógeno y vapor de agua a temperatura constante y en un recipiente cerrado herméticamente, prediga si los siguientes cambios desplazarán el 2N 2 + 6H 2O + calor ) equilibrio a la derecha o la izquierda: ( 4NH3 + 3O2 a) Remoción del oxígeno b) Remoción del agua c) Aumento de la concentración de amoníaco d) Disminución de las concentraciones de amoníaco y oxígeno e) Aumento de la concentración de nitrógeno f) Enfriamiento de la mezcla El usuario solo podrá utilizar la información entregada para su uso personal y no comercial y, en consecuencia, le queda prohibido ceder, comercializar y/o utilizar la información para fines NO académicos. La Universidad conservará en el más amplio sentido la propiedad de la información contenida. 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