Cinetica De La Reaccion 6sb46

I.

II.

OBJETIVOS:



En un sistema de un determinado proceso químico, se debe establecer la ley de la velocidad.



Estudiar la diferencia de los diferentes es factores sobre el punto de ebullición de un sistema dado.

FUNDAMENTO TEORICO: 1) Velocidad de Reacción Química La interacción química de las sustancias en medio líquido o gaseosos, tiene lugar cuando las moléculas de estas sustancias chocan entre sí. El número de choques depende de l amas que actúa y es proporcional a la cantidad total de moléculas por unidad de volumen o al número de moles de la sustancia por unidad de volumen (concentración molar). Al cambiar el volumen varía la concentración. A su vez, el volumen depende de la presión (gases) o del grado de dilución de la disolución (líquidos). No obstante a una misma concentración, la velocidad de distintas reacciones puede ser diferente, porque depende también de la naturaleza química de las sustancias reaccionantes.

La velocidad de una reacción química depende de la naturaleza de las sustancias reaccionantes y es proporcional al producto de sus concentraciones molares. Cuando reaccionan dos sustancias A y B, la velocidad de reacción v se calcula por la ecuación siguiente: v  k  A *  B 

Donde k, es la constante de velocidad de reacción, y depende de la naturaleza de las sustancias reaccionantes y de la temperatura,  A y  B  son las concentraciones molares de dichas sustancias. Si  A =  B  =1, k es numéricamente igual a la velocidad de reacción. La velocidad de reacción se mide por la variación de la concentración molar por unidad de tiempo (segundo o minuto). Ejemplo: 1 litro de disolución 2M de ácido acético se mezcla con 1 litro de disolución 3M de alcohol etílico. Determinar la velocidad de reacción de formación del acetato de etilo en el momento inicial. ¿Cómo cambiará la velocidad inicial si antes de mezclar las disoluciones se diluyen con un volumen igual de agua? El volumen total de la mezcla de las disoluciones es igual a 2 litros. Las concentraciones molares son: [CH3COOH]=1 y [C2H5OH]=1.5. la velocidad de reacción se calcula con la ecuación: CH 3COOH  C 2 H 5 OH  CH 3COOC2 H 5  H 2 O

v  k  CH 3COOH  *  C 2 H 5OH   1.5k

Después de diluir la disolución con una cantidad igual de agua, el volumen total será de4 litr0os, las concentraciones molares serán [CH3COOH]=0.5 y [C2H5OH]=0.75, respectivamente. Entonces:

v  k * 0.5 * 0.75  0.375k

Por consiguiente, al disminuir la concentración hasta la mitad, la velocidad de reacción disminuirá 4 veces. Si la reacción de dos sustancias que interactúan es tal que por m moléculas de la sustancia A hay n moléculas de la sustancia B (m y n son números enteros mayores que 1), entonces, para la reacción mA+nB la velocidad se representa por la siguiente ecuación: v  k  A *  B  m

n

Por lo tanto, la ecuación de la velocidad de reacción depende del exponente de la concentración de la sustancia es igual al coeficiente que tiene esta sustancia en la ecuación estequiometria. 2) Ley de Acción de Masas Las reacciones químicas se clasifican en dos tipos de reacciones; reversibles e irreversibles. Se denominan reacciones reversibles a las reacciones que se desarrollan simultáneamente en dos direcciones contrarias; y se denominan reacciones irreversibles a las

reacciones que se desarrollan, prácticamente, hasta el final en un sola dirección. La cantidad de reacciones irreversibles es limitada, la mayoría de las reacciones es prácticamente reversible. El aspecto general de una reacción reversible es: mA  nB  pC  qD

Las velocidades del proceso directo v1 e inverso v2 se expresan por las siguientes ecuaciones:

v1  k '  A *  B  m

n

 

v2  k ' '  C  * D q p

Donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones molares de las sustancias correspondientes. En el momento en el que se establece el equilibrio las reacciones directa e inversa no cesan sino que continúan desarrollándose en direcciones opuestas con iguales velocidades. Si v1 = v2 los términos del miembro derecho de las ecuaciones mencionadas son también iguales, o sea, k '  A *  B   k ' '  C  *  D  m

n

p

De esta ecuación se deduce que: k '  C  *  D  k ' '  A m *  B  n p

q

q

La relación de dos constantes es una magnitud también constante. Por consiguiente: Kc 

 C  p *  D q  A m *  B  n

La constante Kc de equilibrio químico es la relación entre el producto de las concentraciones molares de las sustancias obtenidas en la reacción y el producto de las concentraciones molares de las sustancias iniciales en el momento en que se alcanza e equilibrio. En la deducción de la constante de equilibrio se suele poner en el denominador de la fracción el producto de las co

ncentraciones molares de las sustancias obtenidas en la reacción. 4 HCl  O2  2 H 2O  2Cl 2 Por ejemplo, para la reacción reversible: Es necesario escribir la ecuación de la constante de equilibrio del modo siguiente: 2 2  H 2 O  *  Cl 2  Kc   HCl  4 *  O2 

Cuando se ha establecido el equilibrio en tal sistema, aumentamos la concentración de cloruro de hidrógeno, entonces, disminuirá el segundo factor del denominador, es decir la magnitud de [O 2]. Esto puede suceder como resultado del desplazamiento del equilibrio de izquierda a derecha, lo cual lleva a la formación de nuevas cantidades de agua y cloro. En el nuevo estado de equilibrio

alcanzado, las concentraciones de las 4 sustancias resultarán modificadas con respecto de las iniciales, pero el valor de K c no cambia. Por consiguiente, para desplazar el equilibrio de izquierda a derecha es necesario aumentar la concentración de una de las sustancias que en el ecuación están a la izquierda de signo de inversión (  ), o bien reducir la concentración de una de las sustancias que se encuentran a la derecha. Por medio de la ecuación de la constante de equilibrio se puede determinar las concentraciones de las sustancias en equilibrio si se conoce la magnitud Kc y las concentraciones iniciales o viceversa. Ejemplo: Para el sistema en equilibrio: CO  H 2 O  H 2  CO2

Kc=1.0 a 83ºC. Determinar las concentraciones de todas las sustancias cuando se alcanza el equilibrio, si las concentraciones iniciales son 2M para CO y 3M para H 2O. La ecuación de equilibrio es:

 H 2  *  CO2   1.0  CO  *  H 2 O Se construye la siguiente tabla

CO H2O CO2 H2 Concentraciones iniciales

2

3

0

0

Cantidad de moles que han reaccionado

x

x

-

-

Número de moles formados

-

-

x

x

x

x

Concentraciones en el equilibrio

2-x 3-x

Entonces: x2  1.0 ( 2  x)(3  x)

De donde: 5x  6 x  1.2

Y por consiguiente, cuando se alcanza el equilibrio tenemos:  CO   2  1.2  0.8M  H 2 O  3  1.2  1.8M  H 2   1.2M

En el ejemplo examinado, los coeficientes de todas las sustancias participantes son iguales a 1, y por lo tanto, no ofrece dificultad en la determinación de las concentraciones en equilibrio. En el sistema en equilibrio: 4 HCl  O2  2 H 2 O  2Cl 2

Los coeficientes no son iguales a 1 y debe tomarse en consideración al determinar las concentraciones molares en equilibrio. Si hasta

que se alcance el equilibrio han reaccionado x moles de HCl, el número de moles de O2 que han reaccionado será de 4 veces menor, es decir, x/4 y el número de moles de H 2O y Cl2 formados dos veces menor que el de HCl, es decir, x/2 para cada uno.

3) Velocidad de Reacción en Sistemas Heterogéneos Las leyes generales examinadas anteriormente, son válidas para los sistemas homogéneos. En química, se denomina “sistema” a una parte del espacio ocupado por una sustancia o mezcla de sustancias, aislada del medio que la rodea. “Las partes del sistema que tiene las mismas propiedades físicas, de composición química homogénea y una superficie de separación”, se denominan fases. Son ejemplos de sistemas homogéneos la mezcla de gases, el agua en estado líquido y las soluciones (número de fases = 1). Los sistemas heterogéneos son los que constan de varias fases. Por ejemplo, agua-hielo-vapor de agua (número de fases=3); aguaoxígeno-hidrógeno (número de fases=2), carbonato de magnesioóxido de magnesio-dióxido de carbono (número de fases =3).

Las leyes generales que determinan en curso de las reacciones en los sistemas homogéneos, no son válidas por completo en los sistemas heterogéneos. Por ejemplo, en el sistema heterogéneo gas-sólido, el choque entre las moléculas del gas y las de la

sustancia sólida puede verificarse tan sólo en la superficie de separación de las fases, de este modo, la concentración del sólido en su totalidad (masa de la fase sólida) no influye en la velocidad de reacción. En la reducción del óxido ferroso por el hidrógeno: FeO  H 2  Fe  H 2 O

La velocidad de reacción directa es proporcional a sólo la concentración del hidrógeno, o sea, v=k’[H2]. Para el sistema en equilibrio: Fe3O4  4 H 2  3Fe  4 H 2 O

Conviene escribir la ecuación de equilibrio de siguiente modo: Ki 

 Fe 3 *  H 2O 4  Fe2O3  *  H 2  4

Pero como las concentraciones de las fases sólidas son magnitudes constantes, transfiriéndolas éstas en la parte derecha de la igualdad y combinándolas con la constante K1, obtendremos en definitiva, una nueva constante K. 4  Fe2 O3   H 2 O  K  Ki    Fe 3  H 2  4

En los sistemas heterogéneos, la reacción tiene lugar en la superficie de separación de las fases, por lo tanto, cuanto mayor sea la superficie de o, tanto mayor será la velocidad de reacción. He aquí, el porqué las sustancias sólidas reaccionan tanto más rápidamente cuanto más pequeños sea el tamaño de sus partículas.

4) Influencia de la Temperatura sobre la Velocidad de Reacción: Con el aumento de la temperatura crece la velocidad de reacción, ya que con la absorción de energía incrementa el número de moléculas activas y la velocidad de su movimiento; por consiguiente, aumenta el número de impactos por unidad de tiempo. Por cada 10ºC del incremento de temperatura, crece aproximadamente 2 veces la velocidad de reacción. Sin embargo, para algunas reacciones la velocidad de reacción crece aún más, llegando a ser 3 o 4 veces mayor. Si por cada 10ºC, la velocidad aumenta 2 veces (“el número que indica cuantas veces aumenta la velocidad de reacción por cada 10ºC de aumento de temperatura se denomina Coeficiente térmico de reacción), y si designamos con vt2 la velocidad de reacción a temperatura final y con vt1 la velocidad de reacción a temperatura inicial, las relaciones de las velocidades será: vt2  vt1 * 2

t 2 t1 10

Ejemplo: ¿cómo crece la velocidad de reacción al aumentar la temperatura de 10º a 100ºC, si por cada 10ºC de aumento, la velocidad de reacción aumenta 2 veces? v100  v10 * 2

10010 10

 512 * v10

La velocidad aumenta 512 veces 5) Influencia de la superficie de o y agitación sobre la velocidad de reacción: Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido la velocidad de reacción depende de la superficie

expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de o y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la velocidad es más veloz.

Un ejemplo sería de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa. La agitación es una variante de la superficie de o, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivos aumentando al superficie de o entre ellos.

6) Influencia de la Luz Sobre la Velocidad de Reacción: Hay reaccionen que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación de hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, al reacción se hace explosiva. H 2  Cl 2  2 HCl

lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, el peróxido de hidrógeno. 2 H 2 O2  luz  2 H 2 O  O2

(Rápida)

7) Desplazamiento del Equilibrio Químico:

La dirección del desplazamiento del equilibrio de un sistema al variar la concentración, temperatura o presión, se determina por el principio de Le Chatelier. Si sobre un sistema reversible que se encuentra en equilibrio dinámico se ejerce alguna influencia externa, el equilibrio se desplaza de tal manera que contrarreste la magnitud de la influencia ejercida. 8) Influencia de la Presión:

Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión. En la figura anterior se muestra que aumentando la presión de las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, incrementando la posibilidad de choques entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción. Consideremos el siguiente sistema en equilibrio: N 2  3H 2  2 NH 3  2 *11Kcal

¿En qué sentido se desplazará el equilibrio de este sistema al aumentar la presión y disminuir la temperatura? El volumen de los gases iniciales, N 2 + 3H2, es 2 veces mayor que el volumen del producto, 2NH3. Por ello, al aumentar la presión, el

sistema responderá con el desplazamiento del equilibrio en el sentido de la disminución del volumen de los gases. La formación de amoníaco va acompañada de desprendimiento de calor (+2*11Kcal); el proceso inverso, la descomposición del amoníaco, se desarrolla absorbiendo calor (-2*11Kcal). Por consiguiente, si disminuye la temperatura, el sistema responde desplazando el equilibrio de izquierda a derecha, en el sentido del proceso exotérmico, o sea, del desprendimiento de calor. Ejemplo: ¿Cómo influye el aumento de temperatura y presión en el desplazamiento del equilibrio de los siguientes sistemas? 2 N 2  O2  2 N 2 O  2 *11Kcal

H 2  Br2  2 HBr  2 * 8.65Kcal 2C  O2  2CO  2 * 26.42 Kcal

8) Catálisis: Se denomina catálisis “al cambio de velocidad de un proceso químico debido a la influencia de una sustancia ajena al sistema”. La composición o cantidad de las sustancias permanecen constantes al finalizar la reacción. Los catalizadores, es decir, las sustancias que cambian la velocidad de reacción en un proceso químico, pueden ser sustancias sólidas, líquidas o gaseosas. En la catálisis homogénea, las sustancias reaccionantes y el catalizador constituyen un sistema en una sola fase. Por ejemplo, la interacción de los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno es presencia de vapor de agua. En la catálisis heterogénea, las

sustancias reaccionantes y el catalizador constituyen un sistema de dos fases. Por ejemplo, la inflamación de la mezcla oxígeno e hidrógeno sobre la superficie de negro de platino, una sustancia sólida. Los catalizadores no causan un precoso químico, sino que cambiando igual la velocidad de los procesos directo e inverso, contribuyen al establecimiento rápido del equilibrio en el sistema, sin ejercer ninguna influencia en el estado de equilibrio. En la catálisis heterogénea pueden reaccionar cantidades relativamente grandes de sustancias en presencia de grandes cantidades de catalizador. En la catálisis homogénea, la velocidad de reacción es prácticamente proporcional a la cantidad de catalizador. La actividad de los catalizadores y a veces, el carácter específico de su acción dependen en grado considerable de la temperatura. III. EXPERIMENTACIÓN: 1.

Velocidad de reacción en sistemas homogéneos

Primeramente se lleno tres buretas con agua, solución de tiosulfato de sodio y solución de acido sulfúrico respectivamente.

Luego en cuatro tubos de ensayo se coloco la solución de tiosulfato de sodio y agua en cantidades indicadas en la tabla. Seguidamente en otros cuatro tubos de ensayo se echo 6 ml de acido sulfúrico de la bureta a cada uno respectivamente.

Posteriormente en el tubo numero 1 (6 ml solución de tiosulfato + 0 ml de agua) se le añadió la cantidad medida de acido sulfúrico. Para esta parte del experimento lo que se midió fue el tiempo, ya que se lo tomo como el numero de golpes, sin embargo esto se midió desde que las soluciones entraron en o. De esta manera se observo que velocidad de la reacción varia a medida que variamos las cantidades establecidas, se forma un precipitado blanco como se lo observa:

1.1 CALCULOS:

# del tubo de ensayo

Volumen de la solución de Na2S2O3 (ml)

Volumen de agua

a

b

1

6

0

1

77

0.0130

2

4

2

2/3

242

0.0041

3

3

3

½

262

0.0038

4

2

4

1/3

273

0.00366

(ml)

Concentración de la solución de Na2S2O3 (ml) a ab

Tiempo (número de golpes del metrónomo)



Velocidad de reacción v

1



[s]

Según los cálculos efectuados, los datos de la tabla, específicamente los de concentración y velocidad de reacción representan la tendencia de la gráfica, La reacción que se presenta es la siguiente:

Na 2 S 2 O3  H 2 SO4  H 2 S 2 O3  Na 2 SO4 H 2 S 2 O3  H 2 O  SO2   S 

1.2 GRAFICA:

2.

Influencia de la temperatura sobre la velocidad de rección:

Para esta parte se procedió de la siguiente manera: Primeramente se puso 4 ml de solución de tiosulfato de sodio y en otros cuatro tubos los cuales estaban numerados para su previo

reconocimiento del mismo se introdujo 4 ml de solución de ácido sulfúrico.Una vez terminado este procedimiento, todos estos tubos se los introdujo en un vaso de precipitados, el cual contenía agua, misma que se llevó a la hornilla eléctrica.

Posteriormente se esperó 5 Minutos y se procedió a medir la temperatura, luego se mezclo el tubo #1 con el tubo #1A (antes de realizar esta operación se agito las muestras a mezclar) Del mismo modo se procedió con los demás tubos de ensayo siempre con una temperatura de 10 oC mayor que la temperatura anterior. Se midió los números de golpes y la velocidad de reacción: Se observó que la velocidad de reacción fue más rápida esto debido al aumento de temperatura. 2.1 CALCULOS:

# del tubo de ensayo

Temperatura del experimento (ºC)

Tiempo (número de golpes del metrónomo) 

Velocidad de reacción v

1



1

31

0,23 (s)

4,34

2

42

11,29(s)

0,0885

3

52

6(s)

0,166

4

63

3(s)

0,333

De la experimentación observada y el fundamento teórico se tiene que por cada 10ºC de temperatura que aumenta: la reacción debe duplicar su velocidad. Los resultados obtenidos para las velocidades de reacción obedecen relativamente a esta regla, probablemente debido a que la naturaleza de las sustancias no ofrece este comportamiento. La reacción que se presenta es la siguiente:

Na 2 S 2 O3  H 2 SO4  H 2 S 2 O3  Na 2 SO4 H 2 S 2 O3  H 2 O  SO2   S 

2.2 GRAFICA:

3.

Cinética de la descomposición del peróxido de hidrógeno:

Primeramente llenamos eudiómetro con agua y introdujimos al baño con agua.

el lo

Luego se colocaron 3 ml de peróxido de hidrógeno medicinal en un matraz erlenmeyer, luego se agregó la mezcla de óxido de hierro y dióxido de manganeso. El oxido de hierro se obtuvo de unos alambres pesamos aproximadamente 11g del mismo Al instante se colocó el tubo de desprendimiento de gases conectado a la probeta, se registró el volumen de oxígeno desprendido cada minuto por 10 minutos después de la aparición de la primera burbuja

Finalmente se procedió a llenar la siguiente tabla:

1º m. Vtotal O2 Exp.1 2 (ml) Exp.2 5

2º m.

3º m.

4º m.

5º m.

6º m.

7º m.

8º m.

9º m.

10º m.

3

4

5

6

7

8

9

10

11

8

10

11

12

13

14

15

16

17

Exp.3 18

19

20

21

22

23

24

25

26

27

VO2/min Exp.1 2

1

1

1

1

1

1

1

1

1

Exp.2 5

3

2

1

1

1

1

1

1

1

Exp.3 1

1

1

1

1

1

1

1

1

1

(ml)

3.1 CALCULOS:

Tiem (mi 2 po n) 8

31. 61

33, 33, 53 81

34, 44

34, 84

37, 38, 66 41

38. 69

39, 38

Dato s

12

13

14

14. 8

15. 5

17. 5

18. 5

(ml 1 ) 0

13. 5

17

medi os

De los datos recolectados en la experimentación, se tienen valores medio del volumen desprendido de oxígeno por cada minuto transcurrido, se tiene que en el primer minuto hay mayor desprendimiento de oxígeno, luego este disminuye. Los datos a partir del minuto 3 son obtenidos por el calentamiento de la mezcla. La reacción de descomposición es la siguiente:

1  H 2 O2   H 2 O  O2 2

La

descomposición del peróxido de hidrógeno es una reacción muy lenta, por eso a partir del 3º minutos se ha acelerado la reacción con la aplicación de calor. Como se observa, en el primer minuto, en que las concentraciones de los productos son alta, se produce la mayor cantidad de oxígeno por minuto, luego la reacción se hace bastante lenta. Cuando se aplica calor, se muestra que la tendencia de los minutos 4 a 7 es de tendencia potencial, de acuerdo a la regla de la influencia de la temperatura sobre la reacción. Luego la reacción decae debido que los reactivos se consumen. Se muestra entonces que la descomposición del peróxido de hidrógeno es una reacción relativamente violenta, es decir, gran parte de la reacción se da en un instante, mientras que la culminación de ésta toma un tiempo más largo. IV. CONCLUSIONES: 1.

Velocidad de reacción en sistemas homogéneos ANALISIS DE LA GRAFICA:

2.

Influencia de la temperatura sobre la velocidad de reacción:

ANALISIS DE LA GRAFICA: 3.

Cinética de la descomposición del peróxido de hidrógeno:

aNALISIS DE LA GRAFICA:

V. BIBLIOGRAFIA: 

Arthur Vogel, QUÍMICA ANALÍTICA CUALITATIVA



Frederick Longo, QUÍMICA GENERAL



Roberto Parra – Carolina Garvizu, MANUAL DE LABORATORIO QUÍMICA INORGÁNIC



Roberto Cabada, QUÍMIC



Xorge Domínguez, QUIMICA GENERAL

UNIVERSIDAD MAYOR DE SAN ANDRES

FACULTAD DE INGENIERIA CURSO BASICO

DOCEMTE: ING, ROBERTO PARRA AUXILIAR DE DOCENCIA: UNIV.DANTE VILLALBA NOMBRE: UNIV REYNA BASILIA MAMANI VILLCA NOMBRE DEL EXPERIMENTO: CINETICA DE LA REACCION NÚMERO DEL EXPERIMENTO: 8 FECHA:.

LABORATORIO DE QMC 104

UMSA

paá g. 28

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paá g. 30