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4. Cinética Química. 1 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4. Cinética Química. CONTENIDOS. 4.1 Introducción. 4.2 Velocidad de una reacción química. 4.3 Ley de velocidad. 4.4 Teoría de las reacciones químicas. 4.5 Mecanismos de reacción. 4.6 Factores que influyen en la velocidad de una reacción química. 2 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.1 Introducción Termodinámica Proporciona INFORMACIÓN sobre la ESPONTANEIDAD NO proporciona INFORMACIÓN sobre: a)La rapidez de una reacción química. ¡La espontaneidad NO implica que una reacción sea rápida! Así pues, nos podemos encontrar: 2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) C (s, grafito) + O2 (g) → CO2 (g) Siendo ambas espontáneas, la primera de ellas rápida, y la segunda lenta. b) Factores que influyan en la rapidez de la reacción química : empleo de catalizadores, proporción de choques eficaces… 3 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.1 Introducción c)Mecanismo de las reacciones. Relacionado con el número de etapas o fases, que lleva acabo un reactivo, para acabar en un producto. Por ejemplo: 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ; REACCIÓN GLOBAL. 2 NO (g) → N2O2 (g) ; FASE I N2O2 (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ; FASE II En donde, para conseguir el producto final, debemos pasar un producto intermedio de reacción, que es el N2O2 (g). La cinética química estudia la medida de velocidades de reacción, su predicción y el establecimiento de mecanismos de reacción. 4 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. La velocidad de una reacción química es la variación de la concentración de un reactivo (o de un producto) en la unidad de tiempo. aA + bB → cC + dD • La velocidad media de una reacción es la variación de la concentración de un reactivo, o un producto, en un intervalo de tiempo. • Las unidadesque representan la velocidad de reacción son en el SI: mol · L-1 · s-1 5 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. Determinación de la velocidad de reacción • Reacción de bromo molecular y ácido fórmico. Br2 (aq) + HCOOH (aq) → 2 (aq) + 2(aq) + CO2 (g) La velocidad promedio para la reacción depende del intervalo que se selecciona. 6 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. Determinación de la velocidad de reacción 7 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. Determinación de la velocidad de reacción • Reacción de descomposición N2O5. 2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g) A partir de una tabla de datos experimentales, midiendo durante distintos valores de tiempo, la evolución de las concentraciones de reactivos y productos, se puede determinar fácilmente la velocidad media de reacción. 8 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. EJEMPLO 1 Dada la reacción: 2 ICl (g) + H2 (g) → I2 (g) + 2 HCl (g) Calcule la velocidad media de la reacción entre t = 0 s y t = 4 s, y entre t = 4 s y t = 8 s, utilizando los datos de variación de la concentración de hidrógeno, H2 (g) de la siguiente tabla experimental. 9 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. EJEMPLO 1 SOL La velocidad media de reacción vendrá por la expresión: Cogiéndonos el segundo término: , y sustituyendo: = 0,1565 mol · L-1 · s-1 En el segundo caso, haciendo lo mismo: = mol · L-1 · s-1 10 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. Los anteriores cálculos demuestran que la velocidad media de la reacción, depende de los intervalos que se seleccionan para su cálculo. Al calcular la velocidad media de la reacción a intervalos cada vez más cortos, se obtiene la velocidad en un momento específico, la velocidad instantánea, o simplemente velocidad. • Obsérvese, que si añadimos en el ejemplo de descomposición del ácido fórmico, un exceso de éste ácido a la mezcla de reacción, es posible asegurar que la concentración de ácido fórmico permanece prácticamente constante durante el transcurso de la reacción. En este caso, un cambio en la concentración de ácido fórmico presente en la disolución, no tiene efecto alguno en la velocidad medida. • Sin embargo, podemos observar en la siguiente gráfica, que la velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de bromo molecular: a mayor concentración, mayor será la velocidad. • Medidas experimentales. 11 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. El término k, conocido como constante de velocidad, es una constante de proporcionalidad entre la velocidad de reacción y la concentración de reactivos. Al reordenar la ecuación, esta queda como : Mientras que la velocidad de reacción es la derivada de la concentración con respecto al tiempo de cualquier reactivo o producto, dividida por su respectivo coeficiente estequiométrico: aA + bB → cC + dD 12 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.2 Velocidad de una reacción química. EJEMPLO 2 Dada la reacción: 2 Hl (g) → H2 (g) + I2(g), se sabe que, a cierta temperatura y en un intervalo de 100 s, la concentración de yoduro de hidrógeno disminuyó en 0,5 mol/L. Calcule la velocidad de descomposición del HI en mol · L-1 · s-1 y la velocidad de formación de H2 en el mismo intervalo de tiempo. EJEMPLO 2 SOL *Obsérvese como, para la formación de 1 mol de H2, es necesaria la descomposición de 2 moles de HI, por lo que se deduce, que el HI se descompondrá el doble de rápido respecto a la formación de H2. 13 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. La ecuación de velocidad/ley de velocidad/ ley diferencial de velocidad es una expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento dado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese momento. • Previamente, habíamos mencionado una constante cinética k, que figurará en la ley de velocidad. Su valor depende de la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción y de la energía de activación de la misma; siendo independiente de las concentraciones de los reactivos. Sus unidades también deben deducirse en cada caso. 14 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. • En el caso de reacciones elementales, se cumplirá lo siguiente: • Dada una reacción química de la forma: 𝛼A + 𝛽B → cC + δD • Los coeficientes estequiométricos, coincidirán con los exponentes respectivos en la ley de velocidad. • La reacción será de orden parcial 𝛼 con respecto a A, y de orden parcial 𝛽 con respecto a B. • El orden total de la reacción será 𝛼 + 𝛽. • La molecularidad, es el número de moléculas totales que intervienen en los reactivos de la reacción. Se trata de un número entero y positivo: unimoleculares, bimoleculares, etc. 15 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. Deducción de la Ley de Velocidad. PROCEDIMIENTO 1: Dado que la concentración de un reactivo en la ley de velocidad se encuentra elevada a un exponente x, al multiplicar por un factor f dicha concentración, se verá elevada a x. La velocidad de reacción se verá aumentada en un factor 𝛼A + 𝛽B → cC + δD x2 x2 𝛼 = 3 𝛽 = 1 16 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. • Los exponentes no tienen por que ser iguales a los coeficientes estequiométricos. Solo en reacciones elementales. • Los ordenes de una reacción tienen que determinarse experimentalmente, y no se pueden deducir a partir de la ecuación estequiométrica de reacción. PROCEDIMIENTO 2: Tomando logaritmos neperianos. ; ; ; ; 17 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. *Aplicando propiedad (I) de los logaritmos: *Aplicando propiedad (II) de los logaritmos 18 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. *Tomando la experiencia 2 y restándosela a la experiencia 1: - _____________________________ = 3 *Tomando la experiencia 3 y restándosela a la experiencia 1: = 1 19 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. *Finalmente, podemos obtener la constante cinética k de cualquier experiencia: { experiencia 1 } 3,75· k = 1.5 Se han obtenido los siguientes datos para la reacción a cierta temperatura: EJEMPLO 3 20 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. Determina el orden de la reacción respecto a A y B. Escribe la ecuación de velocidad. Halla el valor de la constante de velocidad. Calcula la velocidad de reacción, a la misma temperatura, cuando [A] = 0,2 M y [B] = 0,10 M. Halla la concentración inicial de B para que la velocidad valga 6 · M/min cuando [A] = 0,15 M EJEMPLO 3 21 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. • Tomando como referencia la experiencia 2, si multiplicamos [A] por 3, obtenemos la experiencia 3, en donde la velocidad es 24 · M/s. Comparando con la velocidad de la primera experiencia: . Por lo que 𝛼=1. • Tomando ahora, la experiencia 2, y multiplicando por [B] por 2, obtenemos la experiencia 1, en donde el cociente de velocidades es . Por lo que 𝛽=2. • Llegamos a la ley de velocidad: . • La reacción es de orden 1 con respecto a A, y de orden 2 con respecto a B, con un orden global de 3. EJEMPLO 3 22 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. • Tomando cualquiera de las experiencias (por ejemplo la 2) y sustituyendo: • k = 8 · • d) • e) 6 · [B] = 0,0288 M EJEMPLO 3 23 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.3 Ley de velocidad. EJEMPLO 4 Supón una reacción hipotética A(g) + B(g) 2 C (g) cuya ecuación de velocidad es . a) Determina el orden de la reacción respecto de cada reactivo y el orden global. b) Si las concentraciones iniciales son [A] = 1 mol/L y [B] = 1 mol/L, deduce como afectará a la velocidad de reacción duplicar la concentración inicial de uno de los reactivos, manteniendo constante la del otro. • La reacción es de orden 1 con respecto a A, y orden 2 respecto B. La reacción tiene un orden global de 3. • Caso I: Si duplicamos la concentración de A • Caso II: Si duplicamos la concentración de B 24 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.4 Teoría de las Reacciones Químicas. 1. Teoría de las colisiones. • Aparece hacia 1920. • Se basa en que para que una reacción tenga lugar exitosamente, deben cumplirse tres premisas: el choque de las partículas de los reactivos, sean átomos, moléculas o iones; que los choques dispongan de la energía cinética suficiente para que tenga lugar el reordenamiento de los enlaces y la formación de productos, ya que cuando los choques no llegan a la energía umbral necesaria, los choques resultan ineficaces, y la reacción no tiene lugar; y tercera, las colisiones deben tener lugar con la orientación adecuada. Así en la reacción: H2 + I2 2 HI, se sabe que: Choques totales/segundo : 1031 Choques eficaces/segundo: 1014 Tan solo el 10-15 % son choques eficaces!! 25 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.4 Teoría de las Reacciones Químicas. 2. Teoría del complejo activado. • Aparece en 1935 para complementar a la Teoría de las colisiones. • Cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que sucede en el intermedio de la reacción, de alta energía y corta duración, denominado complejo activado. • Este complejo activado puede revertirse o no, es decir, puede avanzar hacia la formación de los productos, o retroceder hacia los reactivos. • La energía de activación, es la energía mínima necesaria, que deben absorber las moléculas de los reactivos para que al colisionar, formen el complejo activado. • Tan solo, un pequeño porcentaje de las moléculas que colisionan, alcanzan la energía de activación. 26 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.4 Teoría de las Reacciones Químicas. 2. Teoría del complejo activado. Energía de activación inversa Energía de activación inversa ΔH -ΔH • Se deduce, que a mayor energía de activación, los reactivos tardan más en alcanzar el complejo activado en general, que supone un mayor número de choques eficaces, por lo que la reacción será cada vez más lenta. 27 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.4 Teoría de las Reacciones Químicas. EJERCICIO En una determinada reacción del tipo A + B → Productos, la energía de activación de la reacción directa es 145 kJ/mol y la ΔH, 76 kJ/mol. ¿Se trata de una reacción endotérmica o exotérmica? ¿Cuánto valdrá la energía de activación inversa? SOLUCIÓN Se trata de una reacción endotérmica, ya que hay una ganancia entálpica en la reacción (ΔH>0). Por otra parte, ayudándonos de una gráfica, podemos deducir que: 28 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.5 Mecanismos de reacción. • En ocasiones, ciertas reacciones químicas, suceden en varias etapas intermedias, o reacciones elementales. El conjunto de estas reacciones por etapas, que en su conjunto dan lugar a la reacción química global, es el denominado mecanismo de reacción. • Ejemplo 1: síntesis del yoduro de hidrógeno: • Reacción Química Global: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) • Reacciones elementales: • I2 (g) 2I (g) • H2 (g) + I (g) H2I (g) • H2I (g) + I (g) 2HI (g) • Una reacción nunca puede tener mayor velocidad que la etapa más lenta del mecanismo. 29 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.5 Mecanismos de reacción. • Ejemplo 2: • NO2 (g) + CO (g) NO (g) + CO2 (g) , se sabe que no se trata de una reacción elemental. • Experimentalmente, se demuestra que v = k [NO2]2 • Observamos, que en el caso de que se tratara de una reacción elemental, v = k [NO2] [CO], pero no es el caso. • 1ª etapa (lenta) : 2 NO2 (g) NO3 (g) + NO (g) • 2ª etapa (muy rápida) : NO3 (g) + CO (g) NO2 (g) + CO2 (g) • Reacción Global: NO2 (g) + CO (g) NO (g) + CO2 (g) INTERMEDIO DE REACCIÓN 30 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.5 Mecanismos de reacción. • Planteamos las ecuaciones de velocidad de cada reacción elemental: • 1ª etapa: v1 = k1[NO2]2 • 2ª etapa: v2= k2[NO3][CO] • Finalmente, la velocidad vendrá impuesta por la etapa lenta, que es la etapa determinante de velocidad, en este caso la 1ª. Por lo que la velocidad de la reacción global será: v = v1= k [NO2]2 • EJEMPLO 3 : • H2(g) + I2(g) 2HI (g) , se sabe que no se trata de una reacción elemental. • Experimentalmente, se demuestra que v = k [H2][I2] • 1ª etapa (rápida en los 2 sentidos): I2(g) ↔ 2I (g) • 2ª etapa (lenta): H2(g) + 2I (g) 2HI (g) INTERMEDIO DE REACCIÓN 31 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.5 Mecanismos de reacción. • Planteamos las ecuaciones de velocidad de cada reacción elemental: • 1ª etapa directa (rápida): v1d = k1d [I2] • 1ª etapa inversa (rápida): v1i= k1i[I]2 • 1ª etapa directa e inversa en equilibrio: v1d = v1i = k1d[I2] = k1i [I]2 • 2ª etapa (lenta): v2= k2 [H2][I]2 • Como el I, es el intermedio de reacción, despejamos su valor: [I]2 = • Por lo que la velocidad en la segunda etapa, que además, por ser la lenta, es la limitante, será v2 = k2[H2]. Finalmente, la velocidad de reacción será igual a la de la etapa limitante, es decir: • v = v2= k2[H2] = k[H2] , cuya constante ha sido renombrada. 32 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. En 1889, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) planteo la ecuación que lleva su nombre – Ecuación de Arrhenius – que muestra la dependencia de la constante de velocidad con la temperatura, y la energía de activación, entre otros parámetros. 1. Efecto de la Temperatura k : constante de velocidad. Sus unidades dependen del orden global de la reacción. A: factor de frecuencia. Relacionado con la frecuencia de choques eficaces con respecto a choques totales. Sus unidades son las de k. : energía de activación de la reacción. Sus unidades son J/mol. R: constante de los gases ideales en J/(K·mol) T: temperatura en K R = 0,082 33 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. EJERCICIO Se sabe que para cierta reacción, el factor de frecuencia A vale 1,0 · 1014 s-1 y la energía de activación es de Ea = 83,6 kJ/mol. Calcule el valor de la constante k a 27 ºC y a 37ºC. Indica como variará la velocidad. 1º) Planteamos la Ecuación de Ahrrenius: 2º) Sustituimos los datos: 34 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • Aplicando logaritmos a la ecuación de Ahrrenius, podemos obtener una recta que represente LnK frente a 1/T: • LnK = • Aplicando la ecuación de Ahrrenius logarítmica a 2 temperaturas distintas, tenemos: • Si se conoce la energía de activación y la constante de velocidad a una temperatura, será posible conocer la constante a otra temperatura diferente. Al aumentar la T, podemos observar un aumento en la constante cinética, por lo que la velocidad aumentará. Además, podemos deducir la expresión genérica de la ecuación de velocidad en el caso de que se tratara de una reacción elemental, ya que las unidades de k, se corresponden con una ecuación de orden 1, por lo que: v = k [X] 35 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • LnK = Podemos observar, como para 2 temperaturas distintas, siendo T2>T1, la Ec de las partículas se ve incrementada, con el consiguiente incremento de las fracciones de partículas en la zona de Ec > Ea que sufren choques eficaces, para que transcurra exitosamente la reacción (área sombreada). T2>T1 36 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • PROBLEMA Para la reacción C2H4 (g) + H2(g) C2H6(g) la energía de activación es 181 kJ/mol. A 500º C, la constante de velocidad es 2,5·10-2 L mol-1 s-1. a) ¿A qué temperatura la constante de velocidad es el doble del valor a 500º C?. b) ¿Cuál la constante de velocidad a 1000º C? (Dato: R = 8,31 J mol-1 K-1). a) Aplicamos la ecuación de Ahrrenius entre 2 temperaturas en su forma logarítima: T2 = 792 K = 519 ºC b) K2 = 1589,41 L mol-1 s-1 37 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. A + B → cC + δD • En general, en toda reacción homogénea, un aumento de la concentración de los reactivos, provoca un aumento en la velocidad de reacción. • Físicamente, esto se puede demostrar, teniendo en cuenta, que un aumento del número de partículas por unidad de volumen, genera un aumento en los choques eficaces, favoreciendo la cinética de reacción. • Matemáticamente, se puede observar que la concentración de reactivos es directamente proporcional a la velocidad en una ecuación de velocidad. • Una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (20% oxígeno), pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, que posee una mayor concentración de moléculas. • En una reacción en la que intervengan sustancias gaseosas, se consigue el mismo efecto si aumentamos la presión de un gas, puesto se incrementa la frecuencia de las colisiones 2. Concentración de los reactivos v = k 38 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • Las sustancias cuyos átomos se unen mediante enlaces covalente de gran energía reaccionan, en general, más lentamente que las sustancias iónicas. • H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g) Reacción Lenta a temperatura ambiente. • Se rompen enlaces covalentes. • Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3Reacción Rápida a temperatura ambiente. • Se rompen enlaces iónicos. • El estado físico. La máxima división de una sustancia se presenta cuando trabajamos con moléculas o iones, donde las partículas poseen mayor libertad de movimiento y pueden chocar con facilidad. • Las reacciones homogéneas entre gases o entre sustancias disueltas suceden generalmente con mayor rapidez que si las sustancias están en estado sólido. 3. Naturaleza de los reactivos, estado físico, superficie de contacto. 39 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • La superficie de contacto de los sólidos. En las llamadas reacciones heterogéneas, los reactivos están en fases diferentes; por ejemplo, cuando un sólido reacciona con un líquido o con un gas. • En este caso, la reacción sólo tiene lugar en la superficie de contacto, por lo que la velocidad de reacción aumenta mucho al aumentar el área de dicha superficie. • Al aumentar el grado de división de las sustancias reaccionantes aumenta la velocidad de reacción. Por ello, las reacciones pueden ser muy rápidas si los reactivos sólidos se encuentran finamente divididos. • Dos sólidos iónicos, como el Pb(NO3)2 y el KCl, pueden estar en contacto durante tiempo indefinido, sin experimentar reacción apreciable. Sin embargo, si mezclamos las disoluciones de las dos sustancias, reaccionan casi instantáneamente produciendo un precipitado amarillo de PbCl2. • Un trozo de hierro es atacado por el ácido clorhídrico 2 M con menor rapidez que unas limaduras de Fe. 3. Naturaleza de los reactivos, estado físico, superficie de contacto. 40 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • Un catalizador es una sustancia que afecta a la velocidad de reacción química (catálisis), y sin embargo, aparece íntegra al término de la misma. • Existen 2 tipos de catalizadores según su finalidad en el proceso de reacción: el denominado catalizador positivo, cuyo fin es aumentar la velocidad de reacción (disminuyendo la Ea); y el catalizador negativo o inhibidor, cuyo fin es ralentizar la velocidad de reacción. • Un ejemplo ocurre en la reacción: • 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) • La reacción prácticamente no tiene lugar • a temperatura ambiente, sin embargo, si • añadimos un poco de platino (Pt) en polvo, • la mezcla explotará rápidamente. • Los catalizadores no alteran las funciones • termodinámicas de reacción, como son : ΔH y • ΔG. Tampoco desplazará el equilibrio. 4. Catalizadores. 41 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. • Los catalizadores tampoco inician la reacción, simplemente aceleran una reacción que se producía relativamente lenta, aumentando la velocidad de 10 a veces. • Toman parte activa en la reacción, formando intermedios de reacción que se descomponen regenerando el catalizador. Por lo tanto, el catalizador cambia el mecanismo de reacción. 4. Catalizadores. • 4.1 Catálisis Homogénea. • El catalizador se encuentra en la misma fase que los reactivos. 4.1.1 Hidrólisis de Ésteres: en medio ácido, o en medio básico (álcali) metanol acetato de metilo ácido acético 42 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. 4. Catalizadores. 4.1.2 Fabricación del H2SO4 por el método de cámaras de Pb. • 2SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3(g) ; Se cataliza con mezcla NO2 (g) + NO (g) 4.1.3 Descomposición del peróxido de hidrógeno (agua oxigenada). • 2H2O2 (l) → 2H2O (l) + O2 ; Se cataliza con Bromo líquido. 43 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. 4. Catalizadores. 4.2 Catálisis Heterogénea. El catalizador se encuentra en la diferente fase que los reactivos. 4.2.1 Obtención del HNO3 por el método de Oswald • 1ª Etapa: Oxidación Catalítica del Amoniaco. 2NH3(g) + 5O2(g) → 4 NO (g) + 6H2O (g) ; catalizado con una malla de Pt y Rh (s) • 2ª Etapa: Oxidación del NO a NO2. 2NO (g) + O2(g) → 2 NO2(g) + 6H2O • 3ª Etapa: Hidratación del NO2. 2 NO2(g) + H2O (g) → 2 HNO3 (aq) + NO (g) 44 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. 4. Catalizadores. 4.2.2 Síntesis del SO3 por método de Contacto 2SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g) ; catalizado con V2O5 (s) 4.2.3 Síntesis del amoniaco (proceso Haber) N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g) ; catalizado con Fe (s) 4.2.4 Hidrogenación de grasas Rotura de enlaces múltiples, en los aceites vegetales insaturados, mediante hidrogenación catalítica. Se utiliza Ni (s) como catalizador. 4.2.5 Convertidores Catalíticos Aplicaciones automovilísticas, transformando gases de escape (NO,CO,CxHy) en sustancias no contaminantes (depuración: CO2, H2O, N2). Destaca el catalizador de tres vías: Pt (s), Rh (s), entre otros. 45 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. 4. Catalizadores. • Las enzimas son proteínas cuya función es catalizar reacciones bioquímicas específicas en el metabolismo de los seres vivos. • Las enzimas son altamente específicas y de una elevada actividad, que está todavía muy lejos de conseguirse en los catalizadores artificiales. • Una enzima contiene uno o más sitios activos, donde manifiesta su actividad catalítica sobre moléculas mucho más pequeñas llamadas sustratos. • La alta especificidad de las proteínas, es decir, el hecho de que sólo actúen sobre moléculas de estructura y geometría bien determinada se debe a que la molécula de sustrato encaja en el hueco que le ofrece el sitio activo de la enzima, al estilo de la llave en su propia cerradura. • El mecanismo comprende una primera etapa en la que se forma el complejo enzima-sustrato, ES. A continuación tiene lugar una reorganización de los enlaces, formándose los productos, P, y regenerándose la enzima, E. • E + S ⇄ ES ES ⇄ E + P 4.3 Catálisis Enzimática. 46 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
4.6 Factores que influyen en la cinética de las reacciones. 4. Catalizadores. • Los nombres de la mayoría de las enzimas terminan en -asa, que se añade al nombre del sustrato sobre el que actúan (p. ej., la lipasa actúa sobre los lípidos), o al nombre del tipo de reacción que catalizan (p. ej., la transmetilasa cataliza la transferencia de un grupo metilo). 4.3 Catálisis Enzimática. 47 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2021
