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CIENCIAS (BIOLOGÍA, FÍSICA, QUÍMICA)

MÓDULO 3

Eje temático: Química (Reactividad y equilibrio químico – Cinética – Reactividad en química orgánica)

REACTIVIDAD Y EQUILIBRIO QUÍMICO En la unidad correspondiente a Reactividad y equilibrio químico, se deben

considerar tres temas: • Termodinámica y equilibrio químico.

• Reacciones ácido-base en solución acuosa.

• Reacciones de oxido-reducción en solución acuosa.

TERMODINÁMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Al estudiar un proceso, ya sea físico o químico, es necesario acotarlo en el espacio. Un sistema termodinámico es una parte del universo que es separada arbitrariamente del resto mediante límites definidos para hacerla objeto de alguna investigación. Dependiendo de su capacidad de intercambio con el entorno, un sistema puede ser abierto, cerrado o aislado.

Sistema abierto Ocurre un intercambio de materia y de energía con su entorno. Por ejemplo, el

agua contenida en un vaso.

Sistema cerrado

Ocurre un intercambio de energía entre el sistema y el entorno, pero no de materia. Por ejemplo, el agua contenida en un recipiente cerrado.

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Sistema aislado No existe intercambio de energía ni de materia entre el sistema y el entorno. Por ejemplo, el agua contenida en un recipiente cerrado y térmicamente aislado.

Un proceso termodinámico es una transformación en la que un sistema intercambia energía con su entorno, pasando desde un estado inicial a otro estado final.

Variación de entalpía

Las reacciones a presión constante ocurren en recipientes abiertos, de modo que la presión atmosférica se mantiene constante sobre el sistema. Se trata de

procesos isobáricos, por lo que el calor intercambiado en ellas se denomina “calor de reacción a presión constante”, y es igual a la variación de entalpía, ∆

H.

∆ H, es una función de estado, es decir depende solo de los estados iniciales y finales del sistema y es igual a

∆ H = HP - HR

HP es entalpia de los productos

HR es entalpia de los reactantes

En las reacciones exotérmicas se produce una liberación de energía, lo que se traduce en una disminución de entalpía. ∆ H < 0.

En las reacciones endotérmicas, en tanto, se necesita energía para que se produzca la reacción, lo que implica un aumento de la entalpía. ∆ H > 0.

Se ha comprobado que el cambio de entalpía depende del estado físico de los reactantes y de los productos. La entalpía estándar de reacción, ∆ Hº, es la

variación de entalpía en una reacción en que los reactivos están en estado estándar y se transforman en productos en estado estándar.

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Las ecuaciones termoquímicas reflejan el estado físico de las sustancias y la

entalpía de reacción. Por ejemplo:

2 H2(g) + O2(g) Î 2 H2O(l) ∆ Hº = - 571,6 kJ

Estos cambios de entalpía corresponden a las ecuaciones tal como

están

formuladas. Como la entalpía es una propiedad extensiva, si multiplicamos todos los términos de la ecuación por un factor, (en este caso por ½), también la variación de entalpía tendrá que multiplicarse por el mismo factor.

H2(g) + ½ O2(g) Î H2O(l) ∆ Hº = - 285,8 kJ

Por otra parte, si se invierten los dos miembros de la reacción, es decir, los reactantes pasan a ser productos y los productos a ser reactantes, la variación

de entalpía mantiene la magnitud pero cambia el signo.

2 H2O(l) Î 2 H2(g) + O2(g) ∆ Hº = 571,6 kJ

La síntesis de un mol de agua líquida libera la misma cantidad de calor que es necesaria para descomponerla.

Entalpía estándar de formación de una sustancia, ∆Hfº es la variación de

entalpía correspondiente a la formación de un mol de una sustancia en su estado estándar a partir de sus elementos en dicho estado, a los que se les asigna la entalpía cero.

2 C(s) + 2 H2(g) Î C2H4(g) ∆Hfº = 52,3

kJ/mol Entalpía estándar de combustión, ∆Hc, también denominada calor de

combustión de una sustancia, es la variación de entalpía que se produce cuando se quema un mol de la sustancia en las condiciones estándar. Todas las entalpías de combustión son negativas, en todas ellas se libera energía; es decir, son exotérmicas.

C(grafito) + O2(g) Î CO2(g) ∆ Hº = - 393,5 kJ

Ley de Hess: Si una reacción puede producirse en varias etapas, reales o teóricas, su

variación de entalpía será igual a la suma de las entalpías de reacción de estas reacciones intermedias.

Problema de aplicación:

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La reacción de síntesis del acetileno, C2H2,

es:

2 C(grafito) + H2(g) Î C2H2(g) Calcula su variación de entalpía a partir de las siguientes ecuaciones:

C(grafito) + O2(g) Î CO2(g) ∆

Hº = - 393,5 kJ H2(g) + ½ O2(g) Î

H2O(l) ∆ Hº = - 285,8 kJ

2 C2H2(g) + 5 O2(g) Î 4 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆ Hº

= -2598,8 kJ

El procedimiento de resolución del problema es: 2 C(grafito) + 2 O2(g) Î 2 CO2(g) ∆ Hº = 2 ( - 393,5) kJ

H2(g) + ½ O2(g) Î H2O(l) ∆ Hº= - 285,8 kJ

2 CO2(g) + H2O(l) Î C2H2(g) + 5/2 O2(g) ∆ Hº= ½ (2598,8) kJ

.............................................................................................................. .......... Sumamos las ecuaciones, eliminamos los términos semejantes y resulta 2 C(grafito) + H2(g) Î C2H2(g) ∆ Hº = 226,6

kJ

Cálculo de la entalpía estándar de reacción a partir de las entalpías de

enlace:

La ruptura de enlace supone un consumo de energía y la formación de enlace implica liberación de ella. Se puede decir, entonces, que la variación de entalpía en una reacción depende de la energía consumida, por un lado, y la desprendida, por otro.

La variación de entalpía estándar en una reacción química es igual a la diferencia entre la suma de las entalpías de los enlaces que se rompen en los reactantes y la suma de las entalpías de los enlaces que se forman en los productos.

Los valores obtenidos para la entalpía de reacción a partir de las entalpías de enlace son solamente valores aproximados, ya que las entalpías de enlace son valores promedio de enlaces.

Problema de aplicación: Calcula la variación de entalpía estándar para la reacción de combustión del gas hidrógeno correspondiente a la siguiente reacción:

2 H2(g) + O2(g) Î 2 H2O(g)

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Datos: ∆ HH-H = 436,4 kJ/mol

∆ HO=O = 498,7

kJ/mol ∆ HO-H = 460 kJ/mol

Energía necesaria para romper enlaces:

2 H – H + O = O

∆ H = 2 (436,4) kJ + 498,7 kJ = 1371,5 kJ

Energía liberada en la formación de los enlaces:

2 H - O – H o 4 O - H

∆ H = 4 ( -460) k J = - 1840 kJ

∆ Hcombustión = 1371,5 -1840 kJ

∆ Hcombustión = - 468,5 kJ

Entropía: En muchos procesos físicos y químicos se producen transiciones desde estados más ordenados a otros más desordenados, y viceversa. La entropía será, en este contexto, una medida del orden o el desorden interior de una sustancia.

En términos generales, la entropía aumenta cuando el sistema se desordena y disminuye cuando aumenta el orden molecular.

La entropía y los cambios químicos:

En la siguiente reacción un líquido y un gas reaccionan, formándose un sólido.

La entropía del sistema ha disminuido, ya que aumenta su orden molecular. PCl3(l) + Cl2(g) Î PCl5(s)

Por el contrario, en la reacción de combustión de la glucosa, un sólido se transforma en gases; hay un aumento del desorden y, por lo tanto, de la entropía del sistema.

C6H12O6(s) + 6 O2(g) Î 6 CO2(g) + 6 H2O(g)

La entropía y los cambios de estado:

Cuando se aporta suficiente calor, una sustancia en estado sólido se fundirá pasando a estado líquido y, posteriormente, hervirá pasando al gaseoso. Estos cambios de estado provocan importantes alteraciones en el interior de la

sustancia, y se pierde la ordenación propia del sólido, donde cada partícula ocupa una posición determinada, para pasar a un estado más desordenado,

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(ac)

(ac)

como es el líquido y, en mayor medida, y si es el caso, al gaseoso.

Se dice, entonces, que los cambios de estado desde sólido a gas provocan un aumento de la entropía del sistema. La entropía, recordemos, es una función

de estado y, por lo tanto, su valor no dependerá del camino seguido, sino de los estados inicial y final del sistema.

Energía libre de Gibbs: La relación entre la variación de entalpía de un proceso y la variación de entropía que tiene lugar a una temperatura, determinan la energía libre del sistema. Se trata de una variable extensiva que se mide en unidades de energía y cuyo valor está dado por la siguiente ecuación:

∆ G = ∆ H - T ∆

S La variación de energía libre proporciona un criterio que permite conocer fácilmente la espontaneidad o no espontaneidad de un proceso cuando este se produce a presión y a temperatura constantes.

Los procesos espontáneos serán aquellos en los que se produce una disminución de la energía libre (∆G<0).

Si ∆G>0, entonces el proceso no es espontáneo, por lo que el proceso inverso sí lo será. Si ∆G=0, se trata de un sistema en equilibrio.

REACCIONES ÁCIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA Ya en la antigüedad se conocían las características de los ácidos y bases, pero desde el siglo XVIII se pretendió encontrar una relación entre las propiedades de los ácidos, las bases y su constitución química. A finales del siglo XIX y a principios del siglo XX se formularon las grandes teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y de las bases, conocidas hoy como las teorías de Arrhenius, de Lowry-Brönsted y de Lewis.

La Teoría de Arrhenius establece que: Ácido es toda sustancia que en solución acuosa se disocia y libera iones hidrógeno, H+, lo que en general se puede expresar como:

HA(ac) Î H+(ac) +A-

Base es toda sustancia que en solución acuosa se disocia y libera iones

hidroxilos u oxidrilos, OH-, lo que en general se puede representar por:

BOH(ac) Î B+(ac) + OH-

La reacción de neutralización que tiene lugar entre un ácido y una base

genera la formación de una sal más agua, tal como se observa en la siguiente ecuación:

HA(ac) + BOH(ac) Î BA(ac) + H2O

La Teoría de Lowry-Brönsted, establece que:

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Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ión

hidrógeno a otra sustancia.

Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ión hidrógeno de otra sustancia.

Los conceptos de ácido y base son complementarios: el ácido solamente actúa como dador de iones hidrógeno en presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, de la base. A su vez, la base solo puede aceptar algún ión hidrógeno si reacciona con un ácido que se lo transfiera. La reacción ácido-base, entonces, consiste en la transferencia de un ión hidrógeno desde un ácido a una base.

Se puede considerar las reacciones ácido-base como reacciones en equilibrio,

en las que las sustancias formadas pueden también transferir un ión hidrógeno entre ellas. En general, se puede expresar como:

Ácido + Base ÍÎ Ácido conjugado + Base conjugada

de la base del ácido

El ácido formado cuando la base recibe

un H+

La base formada cuando el ácido cede un

H+

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Un par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su ácido conjugado. Designando a los miembros de un par conjugado con el mismo subíndice, la reacción ácido-base se formula de la siguiente forma:

Ácido1 + Base2 ÍÎ Ácido2 + Base1

Estas reacciones ácido-base, donde existe una transferencia de H+ desde un ácido a una base, se definen como reacciones de neutralización, según la teoría de Lowry-Brönsted.

Estequiometría de las reacciones ácido-base: En la reacción de neutralización de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio, la reacción es mol a mol, dada la estequiometría de la reacción:

HCl + NaOH Î NaCl + H2O

Para la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio, cada mol de ácido sulfúrico necesita de dos moles de hidróxido de sodio para ser neutralizado, según lo muestra la siguiente ecuación:

H2SO4 + 2 NaOH Î Na2SO4 + 2 H2O

En el caso de la neutralización del hidróxido de calcio con ácido clorhídrico, se requieren dos moles de ácido por cada mol del hidróxido, tal como lo ilustra la ecuación:

Ca(OH)2 + 2 HCl Î CaCl2 + 2 H2O

REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN EN SOLUCIÓN ACUOSA Las reacciones de óxido-reducción o redox, son los procesos químicos en los que tiene lugar alguna variación en el estado de oxidación o número de oxidación. Esta variación es, a su vez, la consecuencia de una transferencia de electrones.

Estado de oxidación: se define como la carga iónica parcial existente sobre

un átomo constituyente de una molécula o ión. Reglas para determinar el Estado de oxidación, EDO:

• El estado de oxidación del átomo en un elemento es cero. Ejemplos: O

en O2, H en H2, Al en el metal, etc. En todos ellos el

EDO=0. • El EDO de un ión monoatómico es idéntico a su carga. Por ejemplo, para

el Cu2+ el EDO del Cu es +2, para el Cl-, el EDO del Cl es –1. • Los metales alcalinos siempre que estén formando parte de un

compuesto tienen EDO +1, y los metales alcalinos térreos tienen EDO

+2 cuando están formando parte de un compuesto.

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• Los halógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen EDO –1 y los no metales calcógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen EDO –2.

• El estado de oxidación del hidrógeno, cuando está formando parte de un

compuesto, tiene EDO +1, excepto en los hidruros metálicos donde el EDO es –1.

• El estado de oxidación del oxígeno en los compuestos es –2, con excepción de los peróxidos; por ejemplo, en el peróxido de hidrógeno o

agua oxigenada, H2O2, o en los peróxidos de los metales alcalinos, de

fórmula general M2O2 y en los peróxidos de los metales alcalino térreos, de fórmula MO2 donde el EDO del oxígeno es –1.

• La suma de los estados de oxidación de los átomos componentes de una

molécula debe ser igual a cero, e igual a la carga en el caso de los iones.

Es importante tener claro los conceptos de oxidante, reductor, semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción.

Agente Reductor: es la sustancia que contiene el elemento cuyo EDO

aumenta. Esta sustancia se oxida y reduce a la otra sustancia. Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento cuyo EDO disminuye. Esta sustancia se reduce y oxida a la otra sustancia.

Semirreacción de oxidación: es el proceso en que un elemento aumenta su EDO, para lo que es necesario que el agente reductor ceda electrones.

Semirreacción de reducción: es el proceso en que un elemento disminuye su EDO, para lo que es necesario que el agente oxidante capte electrones. Equilibrio de ecuaciones redox

Para el equilibrio de las ecuaciones de oxido-reducción se utiliza el método de ión electrón, para lo cual se debe efectuar un equilibrio de masa que asegure

que en los dos miembros de la ecuación exista el mismo número de átomos de cada elemento. Además, deberá haber un equilibrio de cargas eléctricas con el fin de lograr que el número de electrones cedidos en la oxidación del reductor

sea igual al de los electrones ganados en la reducción del oxidante. Reglas para el equilibrio de ecuaciones redox por el método de ión

electrón: - Se escribe la ecuación en forma iónica. - Se identifican las semirreacciones de oxidación y de reducción y se escribe

cada una por separado. - Se igualan los átomos de cada elemento, excepto hidrógeno y oxígeno, que

requieren de una forma especial. - Igualación de los átomos de oxígeno.

• En una solución acuosa en medio ácido: por cada átomo de oxígeno que falte, se agrega una molécula de agua.

• En una solución acuosa en medio alcalino: por cada átomo de oxígeno

que falte, se agregan dos iones OH-, y al otro miembro una molécula de agua.

- Igualación de los átomos de hidrógeno. • En una solución acuosa en medio ácido: por cada átomo de hidrógeno

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que falte se agrega un ion hidrógeno. • En una solución acuosa en medio alcalino: por cada átomo de

hidrógeno que falte, se agrega un ion OH- en el mismo lado y la misma cantidad de agua, en el otro miembro.

- Equilibrio de cargas eléctricas: se agregan los electrones necesarios para que

el número de cargas eléctricas en los dos miembros de cada semirreacción sea el mismo.

- Se iguala el número de electrones en las dos semirreacciones y se suman para obtener la reacción iónica global.

CINÉTICA QUÍMICA

La termodinámica nos permite saber si una reacción es espontánea o no según factores termodinámicos como entalpía, entropía y energía libre, pero no informa acerca de la rapidez con que se produce el cambio químico. La Cinética

Química determinará si una reacción es lenta o rápida al estudiar los factores que determinan la velocidad y el mecanismo, es decir, la etapa o serie de

etapas en las que ocurre el cambio. La velocidad de reacción corresponderá a la rapidez con que tiene lugar una reacción; durante el cambio, la concentración de los reactantes disminuirá,

mientras que la concentración de los productos aumentará. La velocidad media, entonces, se medirá a través del cambio de concentración en un

periodo determinado de tiempo. A partir de una reacción A Î B, donde A está representado por las esferas rojas y B por las esferas azules, en la figura se ilustra cómo cambian las concentraciones a medida que transcurre el tiempo.

En el tiempo cero, en el primer tiesto de capacidad de un litro, se considera que hay un mol de A.

Transcurridos 20 segundos, la cantidad de moles de A disminuyó a 0,54 y la

cantidad de moles formada de B es 0,46.

A los 40 segundos, la cantidad de moles de A es 0,3 y los moles de B son 0,7.

La siguiente tabla ilustra las concentraciones de A y B en diferentes tiempos.

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[A]

(M)

Tiempo (s) [A] M [B] M 0 1 0 20 0,54 0,46 40 0,30 0,70

Este gráfico ilustra el cambio de la concentración de A.

1,2

1

0,8

0,6

0,4

0,2

0

0 10 20 30 40 50

Tiempo (s)

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[B]

(M)

Este gráfico ilustra el cambio de la concentración de B.

0,8

0,7

0,6

0,5

0,4

0,3

0,2

0,1

0

0 10 20 30 40 50

Tiempo (s)

La velocidad de consumo de A:

VA = - ∆ [A] / ∆

t En el primer periodo de tiempo: VA = - (0,54 – 1,0) / (20 – 0)

VA = 0,023 M / s

En el segundo periodo de tiempo: VA = - (0,3 – 0,54) / (40 – 20)

VA = 0,012 M / s

Es posible determinar que la velocidad de consumo de A disminuye, pues

disminuye la concentración de A a medida que transcurre el tiempo.

La velocidad de formación de B:

VB = ∆ [B] / ∆ t

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En el primer periodo de tiempo: VB = - (0,46 – 0) / (20 – 0)

VB = 0,023 M / s

En el segundo periodo de tiempo: VB = - (0,7 – 0,46) / (40 – 20)

VB = 0,012 M / s

La velocidad de formación de B disminuye a medida que transcurre el

tiempo. Para esta reacción: VA = VB

Expresión general de la velocidad de reacción en función de reactantes y productos y la relación entre ellos:

Para la reacción:

a A + b B Î c C + d D

Se puede expresar la velocidad en función de los reactantes y/o de los productos y la relación entre ellas de la siguiente manera:

Ejercicio:

Se realizó experimentalmente la reacción 2 ICl(g)+H2(g)ÎI2(g)+2

HCl(g) y se obtuvieron los siguientes valores:

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Tiempo (s) [ICl] M [H2] M

0 2,000 1,000 1 1,348 0,674

2 1,052 0,526

3 0,872 0,436 4 0,748 0,374

5 0,656 0,328 6 0,586 0,293

7 0,530 0,265 8 0,484 0,242

9 0,444 0,222 10 0,412 0,206

A) Determina la velocidad en tres espacios de tiempo en función de cada

uno de los reactantes. B) Compara para cada uno de esos intervalos de tiempo la velocidad en

función del ICl y en función de H2.

Las teorías que permiten explicar la cinética de una reacción son las

siguientes: Teoría de las colisiones efectivas

Según esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que existan choques entre las moléculas de reactantes. Las colisiones, en tanto, deben cumplir con dos condiciones:

• Las moléculas de reactantes deben poseer la energía suficiente para que pueda ocurrir el rompimiento de enlaces, reordenamiento de los átomos y posteriormente la formación de los productos. Si no se dispone de la energía suficiente, las moléculas rebotan sin formar los productos.

• Los choques entre las moléculas deben efectuarse con la debida

orientación.

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Si el choque entre las moléculas cumple con estas condiciones, se dice que las colisiones son efectivas y ocurre la reacción entre los reactantes.

Colisión eficaz Colisión ineficaz

Teoría del complejo activado

Según esta teoría, al aproximarse los reactantes se produce la formación de un estado intermedio de alta energía y corta duración que se denomina “complejo activado”. La energía de activación es la energía que se necesita suministrar a los reactantes para que se forme el complejo activado.

Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción.

De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en

endergónicas si se requiere energía, y exergónicas si se libera. Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicas respectivamente.

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Diagrama de energía para reacciones con energía de activación: Reacción exotérmica con energía de activación:

∆ E < 0

La energía liberada corresponde a la diferencia de energía entre los productos y los reactantes. Como la energía de los productos es menor a la energía de los reactantes, se libera energía en el proceso.

Reacción endotérmica con energía de activación:

∆ E > 0

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La energía necesaria para que ocurra el cambio corresponde a la diferencia de

energía entre los productos y los reactantes. Como la energía de los productos es mayor a la energía de los reactantes, se requiere energía para el proceso.

Relación entre la velocidad de la reacción y la concentración de los

reactantes

Una forma de estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de reacción es determinando experimentalmente la velocidad con distintas concentraciones iniciales de reactantes.

Según la siguiente reacción hipotética: A + B Î C, se obtienen los siguientes valores de velocidad, con distintas concentraciones iniciales de A y

de B.

[ A ] [B] velocidad

0,1 0,1 1 x 10-

3 0,1 0,2 4 x 10-

3 0,2 0,1 2 x 10-3 0,2 0,2 8 x 10-

3 Se puede observar que:

• Al duplicar la concentración de A, manteniendo constante la

concentración de B, la velocidad se duplica, por tanto existe una proporcionalidad directa entre la velocidad y la concentración de A. El

orden respecto a A en este caso es 1. • Al duplicar la concentración de B, manteniendo constante la

concentración de A, la velocidad se cuadruplica, por tanto existe una

proporcionalidad directa entre la velocidad y la concentración de B2. El

orden respecto a A es 2. • En el caso de A el orden coincide con el coeficiente estequiométrico; en

cambio, respecto a B, el orden y el coeficiente estequiométrico son

diferentes.

• El orden total de la reacción es 3. La ecuación de velocidad tiene la siguiente expresión:

V = k [A] [B]2

El orden de reacción respecto a un reactivo es el exponente al cual se eleva la concentración en la ecuación de velocidad.

El orden total de la reacción corresponde a la sumatoria de los órdenes parciales. Factores que influyen en la velocidad de reacción

Dentro de los factores que alteran la cinética de reacción están: • Temperatura.

• Concentración.

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• Naturaleza de los reactantes.

• Estado físico en que se encuentran los reactantes.

• El grado de disgregación, cuando los reactantes son sólidos.

• Los catalizadores e inhibidores.

Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción

Al incrementar la temperatura la velocidad de la reacción aumenta. Este hecho encuentra explicación en las dos teorías revisadas, dado que un aumento de la temperatura favorece los choques efectivos entre las moléculas, habiendo,

además, más moléculas de reactantes que poseen la energía suficiente para formar el complejo activado.

En general, un aumento de temperatura de 10ºC se traduce en un aumento de la velocidad cercana al doble de su valor original.

Efecto de la concentración de los reactantes Al aumentar la concentración de los reactantes, aumenta la probabilidad de

choques efectivos entre las moléculas, y además existen más moléculas que tienen la energía necesaria para formar el complejo activado.

A mayor concentración, mayor es la velocidad de reacción. Naturaleza de los reactantes Cuando la reacción implica el rompimiento de enlaces covalentes será, generalmente, más lenta que cuando ocurre entre partículas que se encuentran como iones.

Estado físico de los reactantes Las reacciones homogéneas entre gases o entre sustancias disueltas suceden

generalmente con mayor rapidez que si estuvieran en estado sólido. En el primer caso es mayor el número de choques entre las moléculas, lo que

favorece la velocidad de reacción. El grado de división de los sólidos influye en la cinética de la reacción, ya

que cuando aumenta la superficie efectiva de contacto entre los reactantes, mayor es la probabilidad de que tenga lugar el choque de las moléculas.

Cuando el sólido está como un trozo, la reacción se produce con las moléculas de la superficie.

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Catalizadores e inhibidores

Un catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación de su velocidad sin ser consumida ni formada

durante el transcurso de la reacción. Los catalizadores pueden ser catalizadores positivos o catalizadores negativos.

Los primeros son las sustancias que aumentan la velocidad de la reacción, pero que no se consumen ni se forman, pues su papel es disminuir la energía de activación. En cambio, los catalizadores negativos o inhibidores, aumentan la

energía de activación, y por lo tanto, disminuyen la velocidad de la reacción. REACTIVIDAD EN QUÍMICA ORGÁNICA

El carbono, C, elemento fundamental en los compuestos orgánicos, pertenece al grupo IV A y tiene cuatro electrones de valencia, los que, según la

representación de puntos de Lewis, se configuran de la siguiente manera:

•

• C

•

•

El hidrógeno, de número atómico 1, tiene un electrón de valencia, y su representación según la teoría de Lewis será:

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H •

Otro elemento que comúnmente forma parte de los compuestos orgánicos es

el oxígeno, elemento perteneciente al grupo de los anfígenos o calcógenos que tiene seis electrones de valencia. Su representación según la teoría de Lewis

será:

• •

• O

•

• •

En el caso de los hidrocarburos saturados, como los alcanos, para que los

átomos estén lo más separados posible deben tener una estructura tetraédrica, donde los ángulos de enlace sean todos iguales a 109,5º.

La figura muestra la estructura de la molécula de metano, CH4.

La electronegatividad del carbono es 2,5, mientras que la del hidrógeno es 2,1,

por lo que los cuatro enlaces son covalentes y poco polares, donde la polaridad del enlace apunta hacia el carbono. En el caso del metano, en tanto, por ser una molécula simétrica, la suma de los vectores correspondientes a los cuatro

enlaces se anulará y darán como resultado una molécula apolar.

Los alcanos reaccionan por sustitución, dado que en la reacción es necesario que se sustituya un átomo de hidrógeno por otro elemento.

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En los alquenos, como por ejemplo el eteno o etileno, compuesto insaturado.

Existe un doble enlace entre carbono y carbono, por lo que ahora la molécula es

plana y los ángulos de enlace son de 120º. La molécula de eteno es apolar. El doble enlace es un enlace sigma y uno pi, y dado que el enlace pi es menos energético que el sigma, este compuesto reacciona por adición; es decir, se rompe el doble

enlace, lo que permite la adición de otros elementos. En los alquinos, como por ejemplo el acetileno o etino, compuesto insaturado.

El ángulo de enlace es de 180º, la molécula es plana y apolar. La existencia del triple enlace hace que esta sustancia reaccione por adición, es decir, se produce el rompimiento de un enlace pi para permitir la adición.

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Polaridad de algunas moléculas de diferentes funciones orgánicas

Alcoholes

Se consideran como derivados del agua, donde uno de los átomos de hidrógeno es sustituido por un radical alquílico. El enlace O-H es covalente

polar y el ángulo aproximado del enlace R-O-H es de 105º.

En este caso, está representada la estructura del metanol o alcohol metílico.

El oxígeno es el elemento más electronegativo, por lo que existe sobre él una densidad de carga negativa.

El átomo de carbono es electrofílico, dado que sobre él existe una densidad de

carga positiva; en cambio, el oxígeno es un átomo nucleófilo, debido a su densidad de carga negativa.

Éteres

Molécula de fórmula general R – O – R, donde R es un radical; los radicales pueden ser iguales o diferentes.

Son moléculas angulares y se les considera derivados del agua, donde se reemplazan los dos átomos de hidrógeno por radicales.

Los enlaces C – O son covalentes polares, mientras la molécula es polar y posee una densidad de carga negativa por sobre el oxígeno.

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Aldehídos

El grupo carbonilo, CO, está altamente polarizado y carece de impedimento estérico, por lo que resulta ser muy reactivo. Existe densidad de carga negativa sobre el oxígeno y positiva sobre el carbono, así que es una molécula polar.

Molécula de etanal

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El ángulo O-C-C es de 120°. La molécula, en tanto, es polar y presenta una

densidad de carga negativa por sobre el oxígeno, y densidad de carga positiva por sobre el carbono.

Ácidos carboxílicos

Hay cuatro enlaces covalentes polares: el C–O simple y el doble enlace C=O, además del enlace O–H.

El oxígeno es nucleofílico, ya que posee dos pares electrónicos no compartidos,

además de la polaridad de los enlaces con los átomos que está enlazado.