¡Descarga quimica y más Apuntes en PDF de Física solo en Docsity!
Resumen 3 CINÉTICA QUÍMICA: VELOCIDADES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Adaptado de http://apchemistrynmsi.wikispaces.com/AP+Chemistry+Class+Lecture+Notes+AND+instructional+videos por el profesor Julio Clavijo para los grupos de Química II – Fundación Universidad de América *AP is a registered trademark of the College Board, which was not involved in the production of, and does not endorse, this product. © 2008 by René McCormick. All rights reserved. A no ser que se indique otra cosa, todas las gráficas, figuras o tablas son tomadas del libro Chemistry, The Central Science 11th ed., de http://2012books.lardbucket.org/books/principles-of-general-chemistry-v1.0/ en total adherencia a la Licencia Creative Commons by-nc-sa 3.0 allí establecida, o de Wikipedia.
Conceptos iniciales: La Cinética química es el estudio de las ___________________ de reacción con respecto al ___________, a los _____________ que la afectan y a la ____________ en que ocurre la reacción. La espontaneidad también es importante porque una reacción espontánea no implica una reacción rápida: el cambio de diamante a grafito es espontáneo, pero es tan lento que no es detectable incluso en una vida humana.
¿Por qué ocurre una reacción? Hay que estudiar los fundamentos de la
TEORÍA DE _______________________ de las velocidades de reacción:
- Las moléculas deben __________________: La colisión entre dos moléculas de reactivos debe ocurrir con suficiente energía para sobrepasar la repulsión de las nubes electrónicas entre los reactivos y poder mezclarse para formar nuevos enlaces.
- Normalmente, solamente dos partículas colisionan a la vez.
- Las moléculas no sólo deben chocar, sino que deben hacerlo en una ______________ _________________, o no se podrán formar los productos. Aunque las moléculas están chocando todo el tiempo y lo hacen millones de veces, solamente una ínfima fracción de choques ocurren con los reactivos bien orientados; por ello, muchas reaccionen no ocurren fácilmente. http://www.comoseresuelvelafisica.com/2012/11/teoria- de-las-reacciones-quimicas.html
TEORÍA DEL _____________ DE ___________________________
A medida que los reactivos van chocando bien orientadas, los reactivos van ganando energía progresivamente, hasta que
llegan a una energía llamadaEnergía de activación , llamada
así porque al alcanzarla los reactivos forman
momentáneamente una especie llamadacomplejo activado o
estado de transición. Cuando se logra la formación del complejo
activado, los reactivos están a punto de transformarse en productos con tan sólo una muy pequeña ganancia de energía que supere la. Si se forma el complejo activado (representado en la imagen de la derecha como ‡) pero no se supera la , el estado de transición puede devolverse a los reactivos, ya que el estado de transición es muy inestable por tener tan alta energía.
Si las moléculas de reactivos chocan mucho, bien orientadas, y superan la , se formará el estado de transición, éste se transformará en productos, y habrá reacción. ¡Realmente es difícil que ocurra una reacción química, y más aún que ocurra rápido!
ENTONCES, UNA _____________ SIGNIFICA UNA VELOCIDAD DE REACCIÓN __________, Y VICEVERSA.
FACTORES QUE AFECTAN LAS VELOCIDADES DE REACCIÓN
1. Naturaleza de los reactivos: ____. Algunas moléculas de reactivos reaccionan muy rápido, otras demasiado lento.
Estado físico- gasolina (l) no se quema rápido vs. gasolina (g) sí se quema muy rápido; K 2 SO 4 (s) + Ba(NO 3 ) 2 (s) no hay rxn, pero reaccionarán si ambos están disueltos en agua: ¡Mayor libertad de movimiento, más choques! Identidad química– ¿Qué está reaccionando? Usualmente iones de carga opuesta reaccionan rápidamente. Sustancias con enlaces fuertes (altas energías de enlace) reaccionarán mucho más despacio. Ejemplos: El sodio metálico reacciona mucho más rápido con agua que con calcio metálico. La oxidación del metano puede ser incrementada al aumentar la temperatura; la fotosíntesis es muy lenta y cambia muy poco al aumentar la temperatura.
- Concentración de los reactivos: ___________. Simple: más moléculas, más colisiones, mayor probabilidad de reacción.
3. Temperatura: ___. Entre más rápido se muevan las moléculas de reactivos, más probable es que choquen.
Un incremento de temperatura produce más colisiones bien orientadas que superan la , por lo que la reacción ocurrirá más rápido. Usualmente se asume que un incremento de 10 aumenta al doble la velocidad de reacción, pero esto es solamente una aproximación.
- Catalizador—Especie que acelera una velocidad de reacción sin transformarse, porque ___________ la. Catalizadores biológicos: Proteínas llamadas enzimas.
¡Recordar! El catalizador no es parte de la reacción química y no se usa para lograrla. Un catalizador siempre___ _____________
al terminar la reacción.
- Área superficial de los reactivos: _____. Las superficies expuestas afectan la velocidad.
Excepto sustancias en estado gaseoso o en solución, las reaccionen ocurren en la superficie de los reactivos porque allí se encuentran y chocan. A mayor área superficial expuesta, mayor cantidad de choques, por lo que la reacción ocurrirá a mayor velocidad. No es lo mismo intentar prenderle fuego a una barra de hierro que a la misma masa de hierro pero en forma de viruta.
Velocidades de las reacciones químicas
1. Velocidad de Reacción
Para una reacción cualquiera, cuando los coeficientes estequiométricos son uno,
A + B C+ D {1}
Definimos velocidad de consumo o de formación
d d
como el cambio en la concentración de una especie dada con respecto al
tiempo. Entonces, se puede hablar de una velocidad de consumo de un reactivo o de formación de un producto.
Una velocidad de consumo de un reactivo, o de formación de un producto, se llama una velocidad particular o relativa:
d𝑐
d𝑡
d𝑐
d𝑡
d𝑐
d𝑡
Por ejemplo, la velocidad relativa a A, d d
, en la reacción {1}, es − , y así consecutivamente. Note que se ha puesto signo
menos a la velocidad relativa del reactivo A, pues de por sí un reactivo se va consumiendo a medida que avanza una reacción,
en tanto que un producto va apareciendo, por lo que el signo menos hace que las velocidades relativas siempre sean positivas.
Esto de poner signo menos a las velocidades relativas de los reactivos se denomina _____________________ cinética. Note que en toda reacción, las velocidades relativas y la velocidad de reacción se expresan en concentración/tiempo, generalmente M/s.
OJO: la velocidad de reacción va disminuyendo al avanzar el tiempo de reacción.
𝑟 es la derivada de la gráfica de concentración vs. Tiempo para una reacción.
Si no se toma la derivada sino el cambio en concentración en un intervalo de tiempo, se habla de velocidad
________________ 𝑟: 𝑟 =
t
Una forma más sencilla de calcular velocidades de reactivos o productos es a través de la reacción balanceada. Por ejemplo, en
la reacción anterior, se sabe que (^) t =. Si se pide calcular la velocidad de consumo de hidronio − [ ] t , se puede ver en la ecuación {2} que 6 moles de hidronio producen 3 de agua, por lo que se puede escribir
− [ ] t =^ t =^ =^. Que es, en realidad, el mismo cálculo que se hizo antes mediante velocidad de reacción.
Ejemplo 2 La siguiente reacción ilustra la fermentación de la sacarosa (obtención de güarapo, su persona): (ac) (l) (ac) (g) Sacarosa Etanol
a) ¿Cómo se relaciona la velocidad de desaparición de la sacarosa −
t con la velocidad de formación de etanol 5 t? Pista: analice y use la ecuación (1)
b) Si −
t
= ;^ en un instante dado, ¿con qué velocidades se están formando el y el?
c) ¿Cuál es la velocidad de reacción 𝑟?
Ejemplo 3 La reacción (g)^ l (g) l(g) se lleva a cabo en un recipiente cerrado. Si la presión parcial de NO disminuye a razón de 30 mm Hg/min, ¿Cuál es la velocidad de cambio de la presión total en el recipiente?
2. Variación de la __________________con la ___________________: Leyes de Velocidad [1]
Para una reacción cualquiera homogénea
A + B Productos {2}
La forma en que varía la velocidad de reacción al variar las concentraciones de los reactivos se puede escribir para cualquier reacción como
𝑟 = B (2)
Esta ecuación (2) se llama una __________ de __________________________, que es puramente empírica, y sirve para determinar cómo cambia _____________________ al variar las concentraciones de los reactivos en una reacción dada.
Para reactivos en fase (g), usar PA en vez de [A].
se denomina constante específica o constante de velocidad¸ que cambia si cambia la _____________________ y sólo se puede
determinar __________________________. Los exponentes se denominan _________________ _______________________ de reacción con respecto a cada reactivo; la suma de todos ellos se denomina ___________________________ o total de reacción, o simplemente, el orden de la reacción.
Tenga claro que los órdenes de reacción no son iguales ni tienen nada que ver con los coeficientes
estequiométricos balanceados de la reacción.
Ejemplo 4 Observando los siguientes ejemplos concretos de reacciones químicas y sus leyes de velocidad, determine el orden de reacción para cada una de ellas.
Reacción Ley de Velocidad Orden 2 N 2 O 5 (g) 4 NO 2 (g) + O 2 (g) 𝑟 = [N 2 O 5 ] CHCl 3 (g) + Cl 2 (g) CCl 4 (g) + HCl(g) 𝑟 = [CHCl 3 ][Cl 2 ]½ H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g) 𝑟 = [H 2 ][I 2 ] 2 NO(g) + 2 H 2 (g) N 2 (g) + 2H 2 O(g) 𝑟 = [NO]^2 [H 2 ]
Determinación de una Ley de velocidad: Método de las ______________ _____________ [1]
Por mucho que se observe una ecuación química, no se podrá deducir su ley de velocidad, pues los coeficientes estequiométricos no dicen nada sobre los órdenes de reacción. Hay que realizar experimentos para conocer datos cinéticos, ya sea en forma de velocidades de reacción o de cambios de concentración frente al tiempo. El siguiente ejemplo nos sirve para ilustrar el modo en el que hay que tratar los datos experimentales.
Supóngase que para una reacción A+B C se miden las velocidades de reacción a distintas concentraciones iniciales:
Experimento [A] ( M) [B] ( M) 𝑟 inicial ( M/s)
A partir de estos valores vamos a asumir que la ley de velocidad es del tipo 𝑟 = B. El método consiste en determinar el efecto de variar la concentración de cada reactivo sobre la velocidad de reacción. Para esto, se analiza el efecto de la variación de cada reactivo por separado, es decir, para cada reactivo se escogen dos experimentos donde la concentración del reactivo que estoy analizando cambie, pero la concentración de los demás reactivos sea constante. Así, se dividen las concentraciones que cambian y el resultado se compara con lo que resulte de dividir las velocidades correspondientes, para obtener el exponente que corresponde al reactivo analizado en la ley de velocidad. En este ejemplo, usando los datos de los experimentos 1 y 3 (en los que [A] cambia pero [B] no) se escribe
; ; =^ =
Y recordando que si = b, =
Log (𝑏) Log (a)
se encuentra que =
Log ( ) Log( )
De manera análoga, ahora se analiza el efecto del reactivo B sobre V con [A] constante, para lo cual escogemos los
experimentos 1 y 2: 𝑟 𝑟
; ; = (^ )
Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo B en la ley de velocidad de este ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a B, es
Log ( )
Log( )
Ya teniendo los valores de los órdenes de reacción para cada reactivo, la ley de velocidad para este ejemplo resulta ser 𝑟 = B 0 Pero como [B]^0 = 1, la Ley de Velocidad determinada para este ejemplo mediante el método de las velocidades iniciales, queda escrita como 𝑟 =.
Así, se obtiene que, en este ejemplo, la reacción A+B C obedece una ley de velocidad de orden 2. El orden parcial de la reacción con respecto al reactivo A es 2, y con respecto a B, es 0, por lo que el orden de la reacción es 2.
Una vez conocida la ley de velocidad, se puede utilizar cualquier experimento de la tabla anterior para despejar el valor de la
constante de velocidadk, y si la ley de velocidad ha sido correctamente determinada,cualquier fila de datos debe dar la misma
constante, dentro de la incertidumbre de los datos. En el caso anterior, y usando los datos de la segunda fila de la tabla,
; ( )
= ;^ ;^ ;
Así, la Ley de velocidad completa del ejemplo anterior se debe escribir 𝑟 = ;^ ;^ ;
En todo caso,k debe ser calculada para cada reacción o Ejemplo, como se acaba de ilustrar.
Donde R es la constante de los gases en unidades de energía (
J
mol∙K)^ y^ T^ es la temperatura absoluta. Para dar una idea de
la magnitud de f , suponga que vale 100 kJ/mol, un valor típico para muchas reacciones, y que T es 300 K (cerca de la
temperatura ambiente). El valor calculado usando la ecuación (3) para f es 9 ;^8 , ¡Un número extremadamente
pequeño! A 310 K, daría ;^7. Entonces un aumento de 10 K produce un aumento de 3.6 veces en la fracción de moléculas que poseen al menos una energía de 100 kJ/mol.
Más concretamente, Arrhenius encontró que el incremento en la constante de velocidad con el aumento de temperatura se comporta de manera no lineal, como se mostró antes en la Fig. 2. Él encontró que la cinética de mayoría de las reacciones obedece a una ecuación que tiene en cuenta tres factores que ya antes se presentaron:
a) La fracción 𝑓 de moléculas que poseen una energía ≥ , y por lo tanto, pueden reaccionar,
b) El número de colisiones entre las moléculas de reactivos que ocurren por segundo, y c) La fracción de colisiones que tienen la adecuada orientación. Estos tres factores se reúnen en la ecuación de Arrhenius:
= 𝐴𝑓 = 𝐴 ∙ 𝑒
𝐸a
Donde es la constante de velocidad, es la energía de activación, R es la constante de los gases ideales en unidades de
energía y T es la temperatura absoluta. La ecuación anterior se puede considerar como la ecuación fundamental de Arrhenius.
El término A se denomina factor de frecuencia, tiene las mismas unidades de la constante , es prácticamente constante con
temperatura, y también se le llama __________________ _____________ porque es el mayor valor posible que puede tomar.
La ecuación anterior se puede considerar como la ecuación fundamental de Arrhenius, y allí se nota que a medida que
aumenta, disminuye, porque la fracción de moléculas que tiene la energía requerida es menor. Por lo tanto, la velocidad de reacción disminuye si la energía de activación aumenta.
A y pueden considerarse como los ____________________ ____ ___________________ y son característicos de cada reacción.
Calcular 𝑬𝐚 usando la ecuación de Arrhenius
Método gráfico
La determinación de y A puede hacerse por método gráfico o por método analítico. Primero, se ilustra el método gráfico. Si
se toma el logaritmo natural a ambos lados de la ecuación (3), se obtiene claramente una línea recta:
ln = −
) ln 𝐴
La ecuación anterior se puede considerar como la ecuación logarítmica de Arrhenius.
Si elaboramos una gráfica de ln (en el eje de las y) contra 1/ T (En el eje de las 𝑥, y con T en Kelvin) obtendremos una
tendencia lineal, cuya pendiente es igual a − 𝑅, y cuyo intercepto es igual a ln A.
Por tanto, = −(pendiente)(𝑅) y 𝐴 = 𝑒b^ (Ver Figura 4).
= −pendiente 𝑅
(2 CS)
𝐴 = 𝑒intercepto
(2 CS)
Figura 4 Determinación de por método gráfico.
y =̶ 16106.3368x + 23.
-4,
-3,
-2,
-1,
0,
1,
2,
3,
4,
ln 0,00120 0,00130 0,00140 0,00150 0,00160 0,
k
1 / T (K−^1 )
Método analítico A pesar de que la ecuación de Arrhenius generalmente se da a conocer en los libros en las dos formas anteriores (la
fundamental y la logarítmica), el valor de suele calcularse con la _________________________________ de Arrhenius:
ln ( ) =
[
]
Esta tercera ecuación de Arrhenius permite calcular de manera analítica, es decir, a través de un solo cálculo matemático. Entonces, al tener una tabla de datos de constantes a varias temperaturas, fácilmente se calcula :
En esta ecuación, 𝑇 es siempre la temperatura más grande, por lo que es la constante de velocidad a la temperatura más grande. El valor de así calculado también queda expresado en kJ/mol de reacción. Por ejemplo, si se tiene una tabla de datos como la siguiente
T (K) ( ;^ s;^ )
Se puede escoger cualquier par de datos; Si tomamos las temperaturas 600 y 750 K, 𝑇 = 7 K y 𝑇 = Así, es la constante de la temperatura mayor y es la constante de la temperatura menor. Por lo tanto usando la ecuación anterior, se obtiene que
*ln (
0 0 8 0
J mol∙K
7 0 K
00 K
J
mol rxn
J
mol rxn
Nótese que para usar bien la ecuación lineal de Arrhenius, las temperaturas deben estar expresadas en K y R debe estar
expresado en unidades de energía.
El método gráfico tiene la ventaja de que permite calcular los valores de y A al tiempo, de la gráfica, si bien hay que tomarse
el trabajo de hacer la gráfica con la mayor precisión posible, sea a mano o con ayuda de software (Excel, Origin, SciDavies, etc).
De otra parte, el método analítico es mucho más rápido porque simplemente se escogen datos y se usa la ecuación lineal sin
demora, pero solamente se obtiene el valor de , y para hallar A, hay que usar la ecuación fundamental, o la logarítmica, con
una temperatura escogida y el valor de previamente determinado. Por ejemplo, tomando T = 800 K, = ;^ ;^ de la
tabla anterior, y ya sabiendo que = 87 J
mol rxn, al despejar^ A^ de la ecuación fundamental, se obtiene que
= 𝐴 ∙ 𝑒
𝐸a 𝑅𝑇 (^) 𝐴 = 𝑒
𝐸a
= (^ ; ; (^) ) 𝑒
J
mol (8 3 4
J
mol∙K 800 K)
𝐴 = 7 9 8 ;^ ;^ = 0
Por último, hay que recordar que los parámetros de Arrhenius, y 𝐴, tienen cada uno un solo valor para un grupo de
datos, es decir, son fijos para una reacción dada, y representan no solo a la reacción sino también a las condiciones y al
solvente en que se haga. no cambia con la temperatura, pero A si cambia con la temperatura. Por esto,
Siempre que calcule la constate límite para una reacción, use el valor de la energía de activación con todas las cifras
posibles, calcule A para cada temperatura, y establezca un valor promedio de A.
es la concentración final del reactivo A cuando ha pasado cierto tiempot de reacción, 0 es la concentración inicial del
reactivo A, es el coeficiente estequiométrico balanceado del reactivo A, es la constante de velocidad (la misma que antes se
aprendió a determinar mediante leyes de velocidad) yt es el tiempo involucrado en la reacción (generalmente en segundos).
Las anteriores ecuaciones sirven para calcular para calcular __________________ ____________________ conociendo las demás.
NÓTESE que las ecuaciones integrales de velocidad NO HABLAN DE PRODUCTOS, solamente del reactivo limitante. Si usted desea determinar la concentración de un producto al cabo de cierto tiempo, primero debe calcular la concentración final del reactivo usando la ecuación integral adecuada a la cinética de su reacción, y luego usar sus conocimientos de estequiometria para calcular la cantidad del producto deseado.
Si se conoce el orden de reacción puede escoger la EIV aplicable, y esto se sabe observando las
____ ___________________ ____ ____ ______________:
Si la cinética es de orden cero, tiene unidades de concentración∙ tiempo;^ , usualmente. Si la cinética es de orden uno, tiene unidades de tiempo;^ , usualmente Si la cinética es de orden dos, tiene unidades de concentraci n;^ ∙ tiempo;^ , usualmente.
¡El estudiante debe ser capaz de identificar el orden cinético con solamente ver las unidades de la constante que ofrezca el
problema! Y ya sabiendo el orden, se usa la ecuación integral de velocidad adecuada para calcular, despejar u obtener lo que el problema pida.
Ejemplo 7 La constante de velocidad de la transformación de ciclopropano en propeno es ;^ h; a. ¿Cuál es la concentración del reactivo después de 5.12 h de reacción, si se inicia con 0.095 moles del reactivo en un
volumen de 3.5 L? (0.0206M)
b. ¿Qué porcentaje de ciclopropano queda después de 51.2 horas de reacción? (76 ) c. ¿Cuánto tiempo debe pasar para que haya reaccionado el 38% del reactivo inicial? (8.9 h) Ejemplo 8
El 1,3-butadieno se usa para fabricar caucho sintético. Para cierta reacción de descomposición de este alqueno,
= ;^ ;^ s;^. Si se inicia la reacción con 0 = 7 ;^ calcule el tiempo necesario para que la concentración del reactivo caiga hasta ser 9 ;^ ( 8 = s )
VIDA MEDIA DE UNA REACCIÓN, 𝑡 ⁄
Es el _____________ requerido para que una concentración dada se consuma _________ ___ ______________.
Para una cinética de ______________ _________, 𝑡 (^) ⁄ =
Para una cinética de ______________ ______, 𝑡 (^) ⁄ =
Para una cinética de ______________ _______, 𝑡 (^) ⁄ = 0
¡El ⁄ solamente es constante para reacciones de orden uno!
Ejemplo 8 a. Cierta reacción tiene una constante de velocidad que vale 3.47 × ;^ min;^. Calcule el tiempo de vida media para la misma reacción. (20.0 min) ¿Cuánto tiempo se requiere para que se haya consumido el 75% del reactivo inicial? (40 min) Ejemplo 9 Para la reacción (CH 3 ) 3 CBr + ;^ (CH 3 ) 3 COH + Br;, los siguientes datos fueron obtenidos experimentalmente: Tiempo (s) [(CH 3 ) 3 CBr] a. Elabore en Excel las gráficas necesarias para determinar el orden de esta reacción. b. Encuentre el valor y las unidades de la constante de velocidad. c. Encuentre el valor de la vida media para esta reacción.
RESUMEN DE ECUACIONES INTEGRALES DE VELOCIDAD
(¡Ésta es la tabla poderosa! ^_^)
Orden Cero Orden Uno Orden Dos
LDV 𝑟 = −
LIV = − 𝑡 0 ln = − 𝑡 ln 0 =^ 𝑡^
0
Gráfica que da
una línea recta
Relación entre
pendiente y k
Vida media 𝑡 ⁄ = 0 𝑡 ⁄ =
ln
0
Unidades de la
constante
C ∙ t;^ , s;^ t;^ , s;^ ;^ ∙ t;^ , ;^ s;^.
CATÁLISIS
Es el ____________________ de 𝑟 por la presencia de una especie. Se puede hacer agregando sustancias o manejando las
condiciones de la reacción. Una sustancia o un efecto que altera la velocidad de una reacción se llama un ______________________.
Generalmente, 𝑟 aumenta porque el catalizador ____________ la energía de activación.
- Un catalizador no se altera durante la reacción— su presencia facilita la formación del estado de transición:
- El valor de 0 NO CAMBIA por la presencia de un catalizador.
- Las enzimas son catalizadores biológicos—La
enzima llamadaATP sintetasa es la más importante
del cuerpo humano.
CATÁLISIS HETEROGÉNEA—El catalizador está en estado físico _________________ a los reactivos. Usualmente ocurre cuando
los reactivos son gases que se adsorben sobre la superficie de un catalizador sólido. IQ: Hidrogenación de grasas, Proceso haber-Bosch IP: Craqueo catalítico, convertidores catalíticos
CATÁLISIS HOMOGÉNEA—El catalizador se encuentra ____ _____ ___________ estado físico que todos los reactivos.
Usualmente en reacciones de la atmósfera superior y en los organismos vivos.
F
F
Cl
Cl
Radiación UV
C
F
F
Cl
+ Cl
Cl + O 3 Cl O + O 2
Cl O +^ O Cl + O
2
O 3 + O 2O
2
Esquema de destrucción del ozono estratosférico por la presencia de CFC’s. Todo ocurre en fase gaseosa.
Adaptado de Whitten et al,Química, 8ª.ed. Cengage Learning Editores S.A. de C.V., México D.F., 2008. p. 646-647.
Fundamento de la leche deslactosada. http://t3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcQ4ke2_tSuOBGl 9oObm-SH54dYR10loWgBnXD09_HjHdVdAX8d_xQ
Estructura de la enzima Lactasa. http://t3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcQ4ke2_tSuOBGl 9oObm-SH54dYR10loWgBnXD09_HjHdVdAX8d_xQ
Funcionamiento de la catálisis enzimática según el modelo de llave cerradura. En este ejemplo, la acción de la lactasa sobre la lactosa. Todo ocurre disuelto en el agua celular. Tomado de http://muirbiology.files.wordpress.com/2013/01/enzyme-1.jpg
¡Solamente en 2010, la demanda global de catalizadores fue avaluada en USD 29500 millones!
http://www.acmite.com/market-reports/chemicals/global-catalyst-market-report.html
¡El proceso Haber-Bosch, que produce amoníaco por catálisis heterogénea, entrega anualmente alrededor de 500 millones
de toneladas de fertilizantes, que permiten alimentar a casi un tercio de la población mundial! http://en.wikipedia.org/wiki/Haber-Bosch_process#Catalysts
Zeolitas en la industria del petróleo
Reformulación de parafinas, isomerización de buteno, conversión de metanol a gasolina (MAG) y Craqueo catalítico fluido (CCF, la principal tecnología en el refinamiento de gasolinas). http://www.umich.edu/~becklab/research.html
Algunas empresas y multinacionales que se especializan en producción de catalizadores para las
necesidades de la industria petrolera (refinación, petroquímica, etc.):
http://www.catalysts.basf.com/p02/USWeb-Internet/catalysts/en/content/microsites/catalysts/prods-inds/process- catalysts/petro-chem http://www.shell.com/global/products-services/solutions-for-businesses/globalsolutions/refinery-chemical- licensing/petrochemical-technology/petrochemical-catalysts.html http://www.cricatalyst.com/catalysts.html http://www.quimicorp.com/petroquimica.html http://www.quimicorp.com/refinacion.html
Excelente pptx sobre catalizadores en la ingeniería química industrial, química sustentable y ambiental:
http://kskvku.digitaluniversity.ac/downloads/Chemist%20n%20Chemical%20Engg%20Hetrogeneous%20Catalysis.ppt
Más páginas sobre catalizadores en la industria petroquímica:
http://www.chemguide.co.uk/physical/catalysis/petrochem.html http://www.arabianoilandgas.com/article-9496-top-10-catalysts-companies/1#.UPWQgifaUaA http://www.slideserve.com/beryl/catalysis-in-petrochemical-production
¡LOS SIGUIENTES SITIOS DE INTERNET TIENEN MUY BUENOS MATERIALES SOBRE
CINÉTICA QUÍMICA, CON EJEMPLOS RESUELTOS!
Tener en cuenta que no trabajan con el valor de a :
http://es.scribd.com/doc/57585820/Quimica-Ejemplos-Resueltos-Soluciones-Cinetica-Quimica-Selectividad http://www.geocities.ws/iq_comision1/apuntes/problemas/Cap1_2.pdf http://www.geocities.ws/iq_comision1/apuntes/problemas/Cap1_3.pdf http://www.profesorjano.info/2012/01/problemas-cinetica-quimica-libro.html
