Ecuación de Arrhenius a nivel de química
Los catalizadores aceleran las reacciones generalmente disminuyendo la energía de activación. A veces los catalizadores pueden afectar también a los factores de frecuencia, pero el efecto del factor de frecuencia es menor en comparación con la disminución de la energía de activación. Esto se demuestra en la pregunta de ejemplo después de la sesión de energía de activación.
1. Falso- porque para cada reacción específica, la constante de equilibrio sólo depende de la temperatura. La reacción está en equilibrio cuando el valor de [latex]\prod_{i} a_{i}^{vi}[/latex] es igual a [latex]K_{eq}[/latex] (fíjate en [latex]a_{i}[/latex] en lugar de [latex]a_{i,eq}[/latex], porque no sabemos si el sistema está en equilibrio cuando lo calculamos). También experimentalmente, podemos decir que el sistema está en equilibrio cuando las concentraciones de cada componente no cambian.
Tanto a como d provocarán un desplazamiento del equilibrio debido al principio de Le Chatelier. En el caso de a, la reacción se desplazará a la inversa, lo que significa que la reacción inversa se producirá con más frecuencia, por lo que se formarán más reactivos y se consumirán más productos. Para d, el sistema se desplazará hacia el lado que produce un mayor número de moléculas gaseosas para aumentar el volumen. Puede haber un caso en el que el volumen del gas permanezca igual sin importar los productos o los reactivos, pero esto no se conoce.
Ecuación de Arrhenius pdf
Es sabido que las reacciones químicas se producen más rápidamente a temperaturas más altas. La leche se agria mucho más rápidamente si se almacena a temperatura ambiente que en el frigorífico; la mantequilla se pone rancia más rápidamente en verano que en invierno; y los huevos se cuecen más rápidamente a nivel del mar que en la montaña. Por la misma razón, los animales de sangre fría, como los reptiles y los insectos, tienden a estar más aletargados en los días fríos.
La razón de esto no es difícil de entender. La energía térmica relaciona la dirección con el movimiento a nivel molecular. A medida que aumenta la temperatura, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más fuerza, lo que aumenta en gran medida la probabilidad de que se produzcan escisiones de enlaces y reordenamientos. Ya sea por la teoría de las colisiones, la teoría de los estados de transición o simplemente por el sentido común, se espera que las reacciones químicas se produzcan más rápidamente a temperaturas más altas y más lentamente a temperaturas más bajas.
En 1890 ya se sabía que las temperaturas más altas aceleraban las reacciones, a menudo duplicando la velocidad por un aumento de 10 grados, pero las razones de ello no estaban claras. Finalmente, en 1899, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) combinó los conceptos de energía de activación y ley de distribución de Boltzmann en una de las relaciones más importantes de la química física:
Calculadora de la ecuación de Arrhenius
En 1889, Svante Arrhenius formuló la ecuación de Arrhenius, que relaciona la velocidad de reacción con la temperatura. Una amplia generalización de la ecuación de Arrhenius consiste en decir que la velocidad de reacción de muchas reacciones químicas se duplica por cada aumento de 10 grados Celsius o Kelvin. Aunque esta “regla general” no siempre es exacta, tenerla en cuenta es una buena forma de comprobar si un cálculo realizado con la ecuación de Arrhenius es razonable.
Hay dos formas comunes de la ecuación de Arrhenius. La que se utilice depende de si se tiene una energía de activación en términos de energía por mol (como en química) o de energía por molécula (más común en física). Las ecuaciones son esencialmente las mismas, pero las unidades son diferentes.
En ambas formas de la ecuación, las unidades de A son las mismas que las de la constante de velocidad. Las unidades varían según el orden de la reacción. En una reacción de primer orden, A tiene unidades de por segundo (s-1), por lo que también puede llamarse factor de frecuencia. La constante k es el número de colisiones entre partículas que producen una reacción por segundo, mientras que A es el número de colisiones por segundo (que pueden o no dar lugar a una reacción) que están en la orientación adecuada para que se produzca una reacción.
Ejemplo de ecuación de Arrhenius
2NO2 + 1/2O2 sigue la ecuación de Arrhenius k = Aexp(-Ea/RT) donde R = 8,314J K-1 mol-1 y 1 caloría = 4,184J. A la temperatura T=273K, k=0,0887 x 10-5 s-1, mientras que a T = 298K, k = 3,46 x 10-5 s-1. ¿Cuáles son los valores de la energía de activación Ea en kcal/mol y del factor preexponencial A en s-1?
3.* (1996 F 16) A una altitud de 30 km y una latitud de 00 la temperatura atmosférica es de 233 K. La concentración de átomos de ozono y oxígeno son átomos de cloro son 2 x 1012 moléculas/cm3, 1 x 108 átomos/cm3, y 1 x 105 átomos/cm3, respectivamente. En estas condiciones se producen las siguientes reacciones, cada una de las cuales obedece a la ecuación de velocidad de Arrhenius: k=Aexp(-Ea/RT):
4.* (1995 F 9) Un trabajador de una planta de limpieza en seco está expuesto por inhalación a hidrocarburos halogenados que se unen fuertemente a la misma enzima hepática (alcohol deshidrogenasa) que cataliza la oxidación del etanol (C2H5OH) a acetaldehído (CH3CHO). Estos halohidrocarburos persisten en el hígado durante varios días. Supongamos que una noche este trabajador sale de la planta con el 80% de los sitios enzimáticos del hígado ocupados por halohidrocarburos y es invitado por un amigo a “tomarse unas cervezas” antes de cenar. Recuerde el problema de los deberes sobre la alcohólisis de Hyman en el que aprendió que la constante de velocidad de orden cero para la oxidación del etanol en un hígado en pleno funcionamiento es de 0,17 moles/hora y que una botella de ber contiene 0,34 moles de etanol. Proporcione a este trabajador una estimación de cuántas botellas de cerveza puede beber y estar completamente sobrio (libre de etanol) al comienzo de la mañana siguiente (15 horas después).