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B2Q U04.1 Introducción - Contenido educativo

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Subido el 29 de julio de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:15
arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:22
de la unidad 4 dedicada al estudio de la cinética química. En la videoclase de hoy introduciremos 00:00:27
la cinética química. En esta videoclase vamos a abandonar el estudio de la estructura de la 00:00:37
materia a la que hemos dedicado las tres primeras unidades, estudiando los átomos, 00:00:52
las propiedades periódicas en la tabla periódica y el enlace molecular o bien la formación 00:00:56
de estructuras cristalinas y vamos a comenzar a hablar de reacciones químicas. Como podéis 00:01:01
ver en esta introducción, una reacción química es cualquier proceso en el cual una o varias 00:01:06
sustancias se transforman en otras. Esa transformación, para que sea química y no sea una transformación 00:01:11
física, precisa de que haya un cambio en su estructura molecular, que haya un cambio 00:01:18
la disposición de los enlaces dentro de las moléculas o bien dentro de la estructura 00:01:22
cristalina, en el caso de sólidos cristalinos no moleculares. Para explicar cómo se producen 00:01:27
las reacciones químicas, disponemos de dos teorías que beben de la fuente de la teoría 00:01:33
atómica. La primera es, como podéis ver aquí, la teoría de las colisiones, que establece 00:01:37
que para que una reacción química pueda ocurrir, las moléculas de los reactivos tienen 00:01:42
que chocar entre sí. No todos los choques entre moléculas de reactivos van a dar lugar 00:01:46
a productos, sino que la fracción de choques que produce productos a partir de reactivos 00:01:50
se llaman colisiones eficaces, choques eficaces. Estos serán aquellos en los cuales las moléculas 00:01:55
de reactivos, en primer lugar, choquen con la orientación adecuada, de tal forma que 00:02:03
los enlaces que vayan a romperse, los enlaces que vayan a formarse, o bien los trozos de 00:02:08
molécula que vayan a intercambiarse estén próximos entre sí, y además tienen que 00:02:14
producirse con una energía suficiente, con una velocidad suficiente, como para que los enlaces 00:02:18
antiguos puedan romperse y esto a su vez propicie el que se puedan formar los enlaces nuevos. Así 00:02:25
que, insisto, las reacciones químicas se producen cuando las moléculas de reactivos chocan entre sí 00:02:31
con una cierta orientación y con una cierta energía suficiente como para que los elementos que van a 00:02:37
intercambiarse o que van a reaccionar entre sí dentro de las moléculas estén próximos y la 00:02:44
energía involucrada sea suficiente como para romper los enlaces antiguos y se puedan formar 00:02:48
los enlaces nuevos. Esta teoría se ve complementada con la teoría del estado de transición, que 00:02:53
establece que entre las moléculas de reactivos y las moléculas de productos tiene que existir 00:02:59
un estado intermedio, que se llama estado de transición o bien complejo activado, en el cual 00:03:05
conviven durante un cierto instante de tiempo los enlaces antiguos que están rompiéndose, 00:03:11
que están debilitándose pero que todavía persisten, y los enlaces nuevos que todavía 00:03:17
están formándose pero que comienzan a aparecer. Este estado de transición, también denominado 00:03:22
complejo activado, tiene mayor energía, es un estado de mayor energía, tanto que reactivos 00:03:29
como que productos. Es un estado inestable que para alcanzarse es necesario que se adquiera 00:03:34
energía. En este diagrama podemos ver un ejemplo de lo que hemos comentado anteriormente acerca 00:03:40
de las teorías de las reacciones químicas. 00:03:48
Lo que tenemos es un diagrama de energía libre de Gibbs, 00:03:51
aunque en general lo que tendremos podrá ser un diagrama entálpico, 00:03:55
donde tengamos representado en el eje de ordenadas una magnitud energética, 00:03:58
en este caso es la energía libre de Gibbs, pero podría ser la entalpía. 00:04:03
En el eje de ordenadas lo que vamos a tener es lo que se llama coordenada de reacción, 00:04:07
que lo único que hace es ordenarnos a la izquierda los reactivos, 00:04:12
lo que tenemos inicialmente, y a la derecha los productos, lo que vamos a tener al final. 00:04:15
En este ejemplo la reacción que se nos propone es la reacción del bromometano con el ión hidróxido 00:04:21
para producir el metanol y el ión bromuro. Como veremos un poco más adelante, esta es una reacción 00:04:27
de sustitución, en la cual en esta molécula lo que va a ocurrir es que se sustituye este átomo de 00:04:34
bromo por este grupo funcional que sería el grupo hidróxido. El hidróxido que antes estaba libre 00:04:40
quedará unido a la molécula y el átomo de bromo que estaba unido a la molécula ahora va a quedar 00:04:47
libre como ión bromuro. Para que se pueda producir la reacción, de acuerdo con la teoría de las 00:04:53
colisiones, lo que necesitamos es, en primer lugar, que choquen, que el ión hidróxido y la 00:04:59
molécula de bromometano choquen entre sí, puesto que si no se ponen en contacto no se va a producir 00:05:06
la reacción química. De todos los choques posibles entre iones hidróxido y moléculas de bromometano 00:05:12
solamente serán eficaces aquellas que cumplan con dos condiciones. La primera, que la orientación de 00:05:20
ambas moléculas sea la adecuada. Puesto que se va a formar un enlace entre el oxígeno del ión 00:05:26
hidróxido y el carbono del ión metano, necesitamos que el choque se produzca de tal forma que sean 00:05:32
estos dos átomos los que choquen entre sí. Así que no puede ser que esta molécula estuviera girada 00:05:38
y que fuera el hidrógeno quien chocara con el átomo de carbono, porque en ese caso no se podría 00:05:43
producir enlace entre el oxígeno, que estaría alejado, y el átomo de carbono. Igualmente no 00:05:47
podría ser que, incluso siendo el átomo de oxígeno el que fuera hacia adelante, el que fuera a 00:05:52
colisionar contra la molécula, que en lugar de chocar contra el átomo de carbono, chocara contra 00:05:57
uno de los hidrógenos o incluso en el peor de los casos contra el átomo de bromo, puesto que no se 00:06:02
forma un enlace entre el oxígeno y el bromo, sino entre el oxígeno y el carbono. Así que las moléculas 00:06:07
tienen que estar orientadas de tal forma que los átomos que van a enlazarse choquen entre sí. Por 00:06:12
un lado, la orientación tiene que ser la adecuada. Por otro lado, la energía, la velocidad con la que 00:06:17
se están moviendo estas dos moléculas entre sí, tiene que ser suficientemente elevada, puesto que 00:06:23
porque necesitamos aportar la energía suficiente como para empezar a romper este enlace. 00:06:29
Cierto que cuando se forme el enlace nuevo se supone que se va a liberar una cierta cantidad de energía 00:06:34
que puede alcanzar a esta energía de enlace, pero de entrada, para que se empiece a debilitar este enlace, 00:06:39
la colisión entre las dos moléculas tiene que llevar una energía suficiente. 00:06:46
Esa energía es lo que se llama energía de activación y que nosotros podemos ver en este diagrama 00:06:50
como la diferencia entre la energía de los activos, que es el estado inicial, 00:06:55
y la energía de ese estado de transición que propone la teoría del estado de transición, 00:07:00
ese estado de transición o complejo activado, en el cual este enlace empieza a debilitarse 00:07:06
y lo representamos así, con una línea punteada en lugar de una línea sólida, 00:07:11
y a su vez, aquí que no había nada, comienza a formarse un nuevo enlace 00:07:16
que nuevamente representamos con esta línea punteada. 00:07:20
Así pues, necesitamos para que una colisión sea eficaz que, uno, se produzca con la orientación adecuada, los átomos que van a formar el nuevo enlace deben chocar entre sí y, dos, la colisión tiene que producirse con la energía suficiente como para que se alcance la energía del estado de transición, como para que se alcance una energía en la cual se comience a romper el enlace viejo y comienza a formarse el enlace nuevo. 00:07:22
Este estado de transición es un estado de máxima energía y como tal es un estado inestable. 00:07:52
Cuando se alcanza, lo que va a ocurrir es que el complejo activado va a descender por aquí y se va a convertir en los productos. 00:07:58
Este enlace se va a romper definitivamente, vamos a tener libre el hombro muro, 00:08:06
mientras que este enlace se va a formar definitivamente y aquí lo que vamos a tener es la molécula de metanol. 00:08:10
En este diagrama no sólo podemos leer la energía de activación, que habitualmente representaremos como E sub a, o bien como en este caso la energía libre de Gibbs, representando lo que tenemos en ordenadas con asterisco, sino que también podremos ver si este proceso necesita absorber o bien lo que produce es una emisión de energía. 00:08:17
Para ver la energía de activación, hemos de comparar la energía de reactivos con la energía del estado de transición, 00:08:41
que, insisto, va a ser siempre superior a la energía de reactivos, 00:08:47
y ya que estamos, también va a ser superior a la de productos, puesto que es un estado de máxima energía. 00:08:51
Lo que os comentaba de para ver si la reacción requiere de absorber o bien de emitir energía, 00:08:55
lo que tenemos que hacer es comparar la energía de reactivos, aquí a la izquierda del todo, 00:09:01
y la energía de productos a la derecha del todo. 00:09:06
Puesto que en este caso la energía del estado inicial de reactivos es superior a la energía del estado final de productos, lo que podemos decir es que en esta reacción se produce una emisión de energía. 00:09:08
En este caso lo que tenemos es la energía libre de Gibbs, luego se produce una pérdida de energía libre de Gibbs. 00:09:20
Si aquí lo que tuviéramos fuera entalpía, diríamos que se produce una emisión de entalpía y diríamos que la reacción es exotérmica, se libera energía. 00:09:28
Al revés, si lo que observáramos es que tenemos los activos con un nivel de energía inferior y los productos con un nivel de energía superior, en ese caso lo que diríamos es que para pasar de reactivos a productos se necesita absorber energía. 00:09:37
En este caso sería energía libre de Gibbs. Si lo que tuviéramos representado fuera entalpía, diríamos que la reacción necesita absorber entalpía y en ese caso diríamos que la reacción es exotérmica. 00:09:52
Tened cuidado con un detalle, y es que aquí lo que tenemos representado es una única reacción, donde estamos pasando de bromometano a metanol, haciendo que el bromometano reaccione con el ionhidróxido y produciéndose el ionbromuro. 00:10:04
Pero podríamos considerar que tenemos igualmente representada otra reacción, que sería la reacción inversa, en la cual, sin más que darle la vuelta al esquema, podríamos pensar que tenemos la reacción del metanol con el ión bromuro para producir, alcanzando este estado de transición, que por cierto es el mismo que el anterior, los nuevos productos, que en este caso serían el bromometano y el ión hidróxido. 00:10:22
En algunas ocasiones lo que haremos será discutir esta misma figura pensando en que tenemos lo que llamaremos reacción directa, que es la que pasa de reactivos a productos tal y como lo tenemos representado, y también podemos pensar que tenemos representada lo que llamaremos reacción inversa, que será esta misma leyéndola al revés, como si la coordenada de reacción estuviera transcurriendo en sentido contrario. 00:10:50
En ese caso, hablaremos igualmente de la energía de activación, que será la diferencia energética entre lo que ahora serán los reactivos, que estarán a la derecha en el diagrama, y la energía del estado de transición, para lo que llamaremos acción inversa. 00:11:14
La energía de activación es la diferencia entre este nivel energético, el de lo que aquí tenemos productos, y el estado de transición. 00:11:30
E igualmente podremos discutir si la reacción requiere de absorber o emitir energía, la reacción inversa, comparando el estado energético de los reactivos de esa reacción y los productos de esa otra. 00:11:37
En todo momento, cuando estemos en esa situación, hemos de tener cuidado de dejar bien claro que no estamos leyendo la reacción tan y como la tenemos aquí, tal y como nos la han dado, con la coordenada de reacción transcurriendo de izquierda a derecha, sino insistiendo en que tenemos la reacción inversa leyendo el diagrama de derecha a izquierda. 00:11:50
Por cierto, ya lo olvidaba, con esto que hemos visto ya podéis resolver el ejercicio propuesto número 1. 00:12:12
En lo que respecta a la clasificación de las reacciones químicas, ésta se hace en función de lo que se denomina mecanismo de reacción, que lo que hace es caracterizar el conjunto de etapas que transcurren desde el estado de los activos hasta el estado de los productos. 00:12:19
Vamos a distinguir dos familias importantes. En primer lugar, la familia de las reacciones elementales, que son aquellas que transcurren en una única etapa. 00:12:38
O sea, que los reactivos al colisionar una única vez, en una única colisión, forman los productos. 00:12:47
Tenemos, por un lado, las reacciones de síntesis, que son aquellas en las cuales dos compuestos elementales o bien compuestos sencillos, al chocar entre sí, forman un compuesto más complejo al permanecer unidos. 00:12:54
Aquí tenemos A y B que al chocar forman un compuesto AB. 00:13:05
La reacción inversa de una reacción de síntesis es una reacción de descomposición. 00:13:09
Y aquí tenemos, por ejemplo, el caso de un compuesto AB que al colisionar con algo o bien al algo colisionar contra él, se descompone en dos trozos. 00:13:13
La unión entre A y B se disuelve y tenemos A por un lado y B por otro separados. 00:13:23
Las reacciones que se denominan de desplazamiento, de sustitución o bien por oposición a las que luego llamaremos de doble desplazamiento o doble sustitución, las reacciones de simple sustitución. 00:13:29
Aquí lo que tenemos es un compuesto más o menos grande que hemos representado como AB que sufre la colisión de un átomo, un grupo funcional, un compuesto pequeño C, 00:13:41
de tal forma que C choca contra este compuesto AB y lo que hace es liberar B y a cambio quedarse C unido al compuesto originario. 00:13:52
De tal forma que lo que tenemos es C choca contra AB, B queda liberado, C queda unido al compuesto anterior formando AC. 00:14:03
Este es, por cierto, el caso del ejemplo anterior que habíamos hablado del bromometano, 00:14:11
Bromometano, donde el grupo funcional hidróxido choca, libera el ión bromuro y se queda unido formando el compuesto de metanol. 00:14:17
Como decía, aparte de las reacciones de simple sustitución, donde únicamente tengo un compuesto grande que sustituye un trozo pequeño, en este caso B, por otro trozo pequeño C, que es el que choca contra él, 00:14:26
podemos tener las reacciones que se denominan de doble desplazamiento o doble sustitución. 00:14:39
En este caso lo que tenemos son dos compuestos más o menos grandes que lo que hacen es chocar entre sí y lo que hacen es intercambiar un trozo. 00:14:43
El compuesto AB pierde B y a cambio se queda unido a lo que era el trozo C de este compuesto CD. 00:14:51
Por otro lado, el compuesto CD lo que puede hacer es pensarse que lo que hace es, al chocar contra este, perder su trozo C y verlo sustituido por el trozo B que teníamos anteriormente. 00:14:59
Si comparamos estas dos acciones, las de desplazamiento y doble desplazamiento, son realmente sencillas. 00:15:11
La clave está en que aquí tengo un compuesto complejo y un compuesto simple. 00:15:17
El compuesto complejo sustituye uno de sus trozos por el compuesto simple anterior y este trozo que ve sustituido queda libre. 00:15:22
Y aquí lo que tenemos son dos compuestos más o menos complejos que lo que hacen es ambos sustituir un trozo suyo por un trozo del otro. 00:15:30
Sobre todo cuando lleguemos a la unidad 12 y hablemos de reacciones de la química orgánica, 00:15:39
podremos distinguir con más claridad estos dos tipos de reacción química. 00:15:45
Esto en lo que respeta a las reacciones elementales, que insisto porque es importante, 00:15:50
son aquellas que transcurren en una única etapa, o sea, con un único choque pasamos de reactivos a productos. 00:15:54
Por oposición a estas, tenemos las reacciones complejas, que son las que transcurren en dos o más etapas, 00:16:01
donde tenemos involucrados más de un único choque. 00:16:07
Son una multiplicidad de reacciones, es una enorme cantidad de reacciones, 00:16:12
pero que nosotros vayamos a ver y que podamos estudiar en un momento dado, 00:16:18
tenemos por un lado reacciones bidireccionales u opuestas, 00:16:21
que son aquellas en las cuales se están produciendo simultáneamente 00:16:25
lo que en el diagrama anterior denominábamos reacción directa y reacción inversa. 00:16:29
Aquí continuamente el conjunto de reactivos que llamamos A se está transformando en los productos que llamamos B y por otro lado los productos B están colisionando entre sí para regenerar los productos que llamamos A. 00:16:34
No es una única reacción sino que son dos reacciones opuestas. A forma B y por otro lado B forma A. 00:16:48
Esta no es una reacción que transcurra en un único choque sino que tenemos choques opuestos así que esta reacción es compleja. 00:16:54
Por otro lado, es posible que nosotros en una reacción partamos de un cierto reactivo A y que lo que veamos es un cierto producto C 00:17:02
Pero que esta reacción no ocurra en una única fase, sino que transcurra en varias 00:17:11
Aquí, por ejemplo, los reactivos A se transforman en unos productos B que a su vez reaccionan entre sí de otra manera diferente 00:17:17
Colisionan entre sí de otra forma para producir otro compuesto C 00:17:25
Aunque yo vea A en reactivo y C en producto, es posible que la reacción pase por una serie de fases sucesivas 00:17:30
y esta reacción, que no transcurre con una única colisión, sino que necesitamos varias, sería una reacción compleja. 00:17:37
Un ejemplo podría ser cualquier proceso biológico donde, a través de una serie de reacciones en cadena, pasamos de unos reactivos a unos productos. 00:17:44
otra posibilidad es que nosotros a partir de un cierto reactivo a veamos que se producen dos 00:17:52
productos b y c pero que estos productos b y c no se produzcan por la descomposición de a sino que 00:18:00
se produzcan por dos reacciones completamente diferentes y que transcurren en paralelo los 00:18:07
reactivos a de una cierta manera reaccionando de una cierta manera producen los productos b y por 00:18:13
otro lado los reactivos a colisionando de una forma completamente diferente pueden producir 00:18:18
los reactivos C. Nosotros desde el punto de vista macroscópico a partir de A vemos B más C pero 00:18:22
esto no se produce por una única colisión sino que por un lado A da lugar a B y por otro lado A 00:18:28
da lugar a C y nosotros vemos en distinta proporción B y C como productos de A. Esto que son reacciones 00:18:34
paralelas o competitivas no son reacciones elementales puesto que no requieren de una 00:18:40
única colisión sino de más. Por último, el último caso que quería ver con vosotros de reacciones 00:18:45
complejas son lo que se denominan reacciones en cadenas y que nosotros veremos con un poquito 00:18:50
más de detalle, no mucho más, cuando hablemos de las reacciones de la química orgánica. Aquí, 00:18:56
por ejemplo, lo que tenemos es una cierta reacción de iniciación donde un cierto reactivo A da lugar 00:19:01
a un producto B que es el que va a posibilitar una reacción en cadena donde otro compuesto C va a 00:19:08
dar lugar a otro compuesto B. Esta es la reacción fundamental, donde nosotros C lo 00:19:16
convertimos en D. Pero esta reacción solamente puede ocurrir si tenemos presente dentro de 00:19:22
la reacción este otro compuesto B, que participa de la reacción y que no se consume. Aquí 00:19:27
lo tenemos en el reactivo de esta reacción que denominamos de propagación y a su vez 00:19:32
lo tenemos como producto y que se ha formado en esta reacción de iniciación. Este compuesto 00:19:36
B, que es el que posibilita la reacción que yo realmente estoy viendo de C a D, en un momento dado 00:19:43
puede volver a ser el producto A, este compuesto que teníamos aquí, de tal forma que B desaparece 00:19:48
de la escena y esta reacción de C a D desaparece. Yo lo que estaría viendo desde el punto de vista 00:19:56
macroscópico es una reacción de C para dar lugar a D, pero esa reacción en realidad no ocurre. Para 00:20:03
que todo esto se produzca, para que C se pueda convertir en D, necesito que A se convierta 00:20:09
en B, que B choque con C para producir D más B y posteriormente B se tiene que convertir 00:20:15
en A. Esto también va a ser típico en un momento dado de las reacciones en la química 00:20:20
orgánica, donde tengo la versión inactiva y activa de una cierta molécula, puede ser 00:20:25
una cierta enzima, que es la que posibilita una cierta reacción y luego esa enzima, la 00:20:30
versión activada de esa enzima B se vuelve a desactivar a formar una versión desactivada de 00:20:35
la molécula A. Esta unidad didáctica es dedicada a la cinética química, que es la disciplina que 00:20:41
se encarga de medir, de caracterizar la rapidez con la cual transcurren las reacciones químicas. 00:20:49
Las dos videoclases que tenemos por delante de esta unidad 4 van a estar dedicadas a buscar la 00:20:56
forma de caracterizar esa rapidez de las reacciones químicas, vamos a definir la 00:21:02
velocidad de reacción, vamos a buscar la forma de caracterizar la velocidad de 00:21:07
reacción desde el punto de vista algebraico y vamos a escribir la 00:21:11
ecuación de velocidad y vamos a caracterizar cuáles son los factores que 00:21:14
influyen en que una cierta reacción química transcurra más deprisa o más 00:21:18
despacio, desde un punto de vista cualitativo más que cuantitativo. En el 00:21:23
aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:21:32
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. No dudéis en traer 00:21:38
vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto. 00:21:43
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
102
Fecha:
29 de julio de 2021 - 18:04
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
22′ 17″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
37.22 MBytes

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