CINÉTICA QUÍMICA Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
16 de noviembre de 2011
CINÉTICA QUÍMICA Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES TEMA: LABORATORIO N° 5 CÁTEDRA: QUIMICA GENERAL II CATEDRÁTICO: ING. JUANA MARIA MENDOZA ZANCHEZ ALUMNO: JOHN ALEXANDER TAQUIO YANGALI AULA: “A”
SEMESTRE: SEGUNDO SEMESTRE
16 de noviembre de 2011 LABORATORIO N°4
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I.
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OBJETIVO
En este laboratorio se pretende hacer la preparación da las soluciones: Acido sulfúrico (H 2SO4) Acido clorhídrico (HCl) Acido nítrico (HNO3) Tiosulfato de sodio (Na 2S2O3) También hallar la velocidad de cada una de las reacciones al someter a los compuestos con los metales. Y poder realizar la preparación de soluciones correctamente.
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II.
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FUNDAMENTO TEÓRICO
CINÉTICA QUÍMICA
La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; la química cuántica permite indagar en las mecánicas de reacción, lo que se conoce como dinámica química.
1. CINÉTICA DE REACCIONES:
El objeto de la cinética química es medir las velocidades de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la velocidad de una reacción con variables experimentales. Se encuentra experimentalmente que la velocidad de una reacción depende mayormente de la temperatura y las concentraciones de las especies involucradas en la reacción. En las reacciones simples, sólo la concentración de los reactivos afecta la velocidad de reacción, pero en reacciones más complejas la velocidad también puede depender de la concentración de uno o más productos. La presencia de un catalizador también afecta la velocidad de reacción; en este caso puede aumentar su velocidad. Del estudio de la velocidad de una reacción y su dependencia con todos estos factores se puede saber mucho acerca de los pasos en detalle para ir de reactivos a productos. Esto ultimo es el mecanismo de reacción. LABORATORIO N°4
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Las reacciones se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y heterogéneas. La primera ocurre en una fase y la segunda en más de una fase. La reacción heterogénea depende del área de una superficie ya sea la de las paredes del vaso o de un catalizador sólido. En este capítulo se discuten reacciones homogéneas.
2. RAPIDEZ DE REACCIÓN:
La Rapidez (o velocidad) de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(l·s). Para una reacción de la forma:
la ley de la rapidez de formación es la siguiente:
v R es la rapidez de la reacción, ( − ΔcA) la disminución de la concentración del reactivo A en
el tiempo Δt . Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar. La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma: LABORATORIO N°4
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Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a:
La actividad química, es decir, la "concentración efectiva" La cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente La temperatura La energía de colisión Presencia de catalizadores La presión parcial de gases
3. ORDEN DE REACCIÓN:
Para cada reacción se puede formular una ecuación, la cual describe cuantas partículas del reactivo reaccionan entre ellas, para formar una cantidad de partículas del producto. Para una reacción de la forma:
esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C y una partícula D para formar el producto E. Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo tiempo y con energía suficiente, es escasa. Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un producto intermedio , este producto intermedio colisiona con las demás partículas y forma otros productos intermedios hasta formar el producto E, aquí un ejemplo:
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La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de estas nos muestra exactamente como ocurre esta reacción. Por medio de métodos experimentales o por premisas se puede determinar la dependencia de la rapidez de las reacciones elementales con las concentraciones de los componentes A, B, C y D. El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la rapidez de la reacción. Este es también llamado orden total de reacción , pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente. Ejemplo: Suponiendo que la rapidez de reacción de la primera reacción elemental tiene una dependencia cuadrática con la concentración del reactivo A, esto significa que esta reacción es de segundo orden con respecto al reactivo A. El orden total de esta reacción es también segundo, pues no hay otros reactivos. Suponiendo que la rapidez de reacción de la segunda reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración del reactivo A 2, lineal con la concentración del reactivo B y ninguna dependencia con C. Entonces es la reacción de primer orden en relación a A2, de primer orden en relación a B y de cero orden en relación al componente C. El orden total es segundo. Suponiendo que la rapidez de reacción de la tercera reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración de A 2BC, pero ninguna con la concentración de D, entonces es la reacción de primer orden en relación a A 2BC y de orden cero en relación a D. El orden total de la reacción es primero. Para una reacción hipotética de la forma:
la rapidez de reacción se define como: a
b
r = k [ A] [B]
(las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes denotan la LABORATORIO N°4
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concentración de cada una de las especies; "r" denota la rapidez de reacción y "k" es la constante de rapidez. La rapidez de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas
4. FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES
Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la velocidad de reacción.
TEMPERATURA
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil y puede ser descrito a
través de la Ecuación de Arrhenius K = Aexp( − EA / RT ) donde K es la constante de la rapidez, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados
ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez LABORATORIO N°4
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intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso. No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.
PRESENCIA DE UN CATALIZADOR
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión. La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la rapidez de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de rapidez . De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la rapidez de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción .
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Hay casos en que la rapidez de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.
PRESIÓN
En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se va a volver más rápida; al igual que en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción es mayor.
LUZ
La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción.
5. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN:
En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación (Ea). Una colisión con energía Ea o mayor, consigue que los átomos de las moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la rapidez de una reacción ( k ) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:
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o, también, expresada en forma de logaritmos neperianos:
Donde A es el factor de frecuencia de la materia prima con la presión.
DISOLUCIÓN En química, una disolución (del latín disolutio), también llamada solución, es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal o el azúcar disueltos en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una amalgama. 1. SOLVENTE Y SOLUTO
Frecuentemente, uno de los componentes es denominado solvente, disolvente, dispersante o medio de dispersión y los demás solutos . Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.1 Se suele llamar solvente al componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución; y soluto o solutos, al otro u otros componentes. Si todos tienen el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción de masa , 2 aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal (por ejemplo, una disolución conteniendo 50% de etanol y 50% de agua, es denominada solución acuosa de etanol).1 En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura (ej.: aleaciones paladio-plata), se considera disolvente al metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.3 Wilhelm Ostwald distingue tres tipos de mezclas según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución:2
Dispersiones , suspensiones o falsas disoluciones: cuando el diámetro de las
partículas de soluto excede de 0,1 μm
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Dispersoides , coloides o disoluciones coloidales: el tamaño está entre 0,001 μm y
0,1 μm
Dispérsidos o disoluciones verdaderas: el tamaño es menor a 0,001 μm
Estas últimas se clasifican en:
Disoluciones con condensación molecular : la partícula dispersa está formada por
una condensación de moléculas. Disoluciones moleculares: cada partícula es una molécula. Disoluciones iónicas: la partícula dispersa es un ion (fracción de molécula con carga eléctrica). Disoluciones atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.
2. CARACTERÍSTICAS GENERALES
Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar por centrifugación ni filtración. Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.4 La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones que varían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste. Sus propiedades físicas dependen de su concentración: Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm 3 Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm 3
Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.
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Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación, condensación, etc. Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son inferiores a 10 Angstrom ( Å ). Se encuentran en una sola fase.
3. FACTORES DE SOLUBILIDAD
Además de la naturaleza del soluto y la naturaleza del solvente, la temperatura y la presión también influyen en la solubilidad de una sustancia. La temperatura afecta la rapidez del proceso de disolución: si las moléculas del solvente se mueven rápidamente, las moléculas de soluto pueden penetrar con más facilidad. Sin embargo, en una solución gaseosa el efecto de la temperatura es opuesto: con el aumento de temperatura las moléculas de gas se dispersan. El efecto de la presión resulta notorio en los gases, a mayor presión mayor solubilidad; no es importante en las soluciones líquidas ni sólidas. 4. CLASIFICACIÓN POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN a.
Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos, en nuestra vida cotidiana tenemos casos muy particulares, uno de estos casos es la mayonesa, el icopor entre otros pueden investigar más. b.
De tipo coloidal
Sólidos
Sólido en Sólido: Cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el Zinc en el Estaño. Gas en Sólido: Un ejemplo es el hidrógeno(g), que disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio(s). Esta característica del paladio se estudia como una forma de Almacenamiento de hidrógeno.
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Líquido en Sólido: Cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las Amalgamas se hacen con Mercurio (l) mezclado con Plata(s). c.
Líquidas
Sólidos en Líquidos: Este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general pequeñas cantidades de sustancias sólidas (solutos) en grandes cantidades líquidas (solventes). Ejemplos claros de este tipo son la mezcla del Agua con el Azúcar, también cuando se prepara un Té, o al agregar Sal a la hora de cocinar. Gases en Líquidos: Por ejemplo, Oxígeno en Agua. Líquidos en Líquidos: Ésta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de Alcohol en Agua (cambia la densidad final); un método para volverlas a separar es por destilación. d.
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Gaseosas
Gases en Gases: Son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesta por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, si no como mezclas. Sólidos en Gases: No son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno1 y el polvo atmosférico disuelto en el aire 2 . Líquidos en Gases: Por ejemplo, el aire húmedo.1
Ejemplos
A continuación se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:
EJEMPLOS DE DISOLUCIONES
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SOLUTO
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Gas
Disolvente:
Gas
Líquido
Sólido
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El oxígeno y otros gases en nitrógeno (aire)
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Líquido
Sólido
El vapor de La naftalina se agua en el aire sublima lentamente en el aire, entrando en solución
El dióxido de El etanol La sacarosa carbono en agua, (alcohol (azúcar de formando agua común) en mesa) en carbonatada. Las agua; varios agua; el burbujas visibles no hidrocarburos cloruro de son el gas disuelto, el uno con el sodio (sal de sino solamente una otro (petróleo) mesa) en efervescencia. El gas agua; oro en disuelto en sí mismo mercurio, no es visible en la formando una solución amalgama El hidrógeno se disuelve en los metales; el platino ha sido estudiado como medio de almacenamiento.
El hexano en la El acero, cera de duraluminio, y parafina; el otras mercurio en aleaciones oro. metálicas
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POR SU CONCENTRACIÓN
Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado.
Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.
a. Disoluciones Empíricas
También llamadas disoluciones cualitativas , esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:
Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado. Disolución concentrada: Tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Disolución insaturada: No tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas. Disolución saturada: Tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el solvente. Disolución sobresaturada : contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación
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el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada esto se debe a que se mezclaron. b. Disoluciones Valoradas
A diferencia de las disoluciones empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, si toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.
III.
PARTE EXPERIMENTAL 3.1. MATERIALES
5 tubos de ensayo de 25x200 mm Un cronómetro 1 gradilla Probeta de 10 ml
3.2. REACTIVOS
HCl HNO3 H2SO4 Cinta de magnesio Plomo Cobre
3.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTA A. CON MAGNESIO
En cada tubo de ensayo, mediante una cinta masking escribir lo siguiente:
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3mL de H2SO4 3M 3mL DE HCl 6M 3mL DE HCl 1M 3mL DE HNO3 6M Página 16
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Luego colocar cada una de esas sustancias, tal como lo indica anteriormente.
Añadir una tira de 0.5cm de cinta de mg pulido a cada uno.observar las velocidades de las reacciones y registrar sus datos.
Anote sus tiempos de reacción.
B. CON TRES METALES
Colocar 3ml de HCl 6M en 3 tubos de ensayo.
Adicionar una tira de Zinc (Zn) al primero, una tira de Plomo (Pb) al segundo y una tira de Cobre (Cu) al tercero.
Mida el tiempo de reacción
Observe las velocidades y registre los datos.
3.4. CÁLCULOS Preparación de soluciones:
Preparar 500Ml de HCl 6M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%
Preparar 500Ml de HCl 3M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%
Preparar 500Ml de HCl 2M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%
Preparar 500Ml de HCl 1M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%
Preparar 500Ml de H3PO4 6M. Cuya densidad es de 1,71g/ml y pureza de 75%
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CON MAGNESIO Reacción
Tiempo
6M HCl
12.53 s
1M HCl
132.78 s
6M HNO3
456.53 s
3M H2SO4
38.01 s
Reacción
Velocidad
2H(NO3) + Mg (NO3)Mg +H2
6M
2HCl + Mg MgCl2 + H2
1M
2HCl + Mg MgCl2 + H2
6M
H2(SO4) + Mg (SO4)Mg +H2 3M
. CON TRES METALES
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Reacción
Tiempo
Zinc
67 s
Plomo
No reacciona
Cobre
No reacciona
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Velocidad
2HCl + Zn Cl2Zn + H2
6M
2HCl + Pb Cl2Pb + H2
6M
No reacciona
2HCl + Cu ClCu + H2
6M
No reacciona
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Preparar 500Ml de HCl 6M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
Preparar 500Ml de HCl 3M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
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Preparar 500Ml de HCl 2M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
Preparar 500Ml de HCl 1M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
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Preparar 500Ml de H3PO4 6M. Cuya densidad es de 1,71g/ml y pureza de 75%.
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3.5. RESULTADOS Reacción
Velocidad
2H(NO3) + Mg (NO3)Mg +H2
6M
2HCl + Mg MgCl2 + H2
1M
2HCl + Mg MgCl2 + H2
6M
H2(SO4) + Mg (SO4)Mg +H2 3M
Metal
Velocidad
2HCl + Zn Cl2Zn + H2
6M
2HCl + Pb Cl2Pb + H2
6M
No reacciona
2HCl + Cu ClCu + H2
6M
No reacciona
Preparación de soluciones Preparar 500Ml de HCl 6M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
Preparar 500Ml de HCl 3M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
Preparar 500Ml de HCl 2M. Cuya densidad es de 1,19g/ml y pureza de 36%.
Preparar 500Ml de HCl 1M. Cuya densidad
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CINÉTICA QUÍMICA Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES es de 1,19g/ml y pureza de 36%. Preparar 500Ml de H3PO4
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6M. Cuya
densidad es de 1,71g/ml y pureza de 75%.
3.6. CONCLUSIONES
IV.
se aprehendió a hacer la preparación da las soluciones de: Acido sulfúrico (H 2SO4) Acido clorhídrico (HCl) Acido nítrico (HNO 3) Tiosulfato de sodio (Na 2S2O3) También se logro hallar la velocidad de cada una de las reacciones al someter al compuesto con los diferentes metales. Y se pudo realizar la preparación de soluciones correctamente.
BIBLIOGRAFÍA Manual de Laboratorio de Química General II. (laboratorio 4 ). Colección de la ciencia al día: QUIMICA 1 - átomos, moléculas y reacciones. Severiano Herrera V.; Aura Barreto C.; Ignacio Torres D.; Esper anza R. del Clavijo. WHITTEN-DAVIS-PECK, ” Química General” CHANG, Raymond: “Química”. http://es.wikipedia.org/wiki/Cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n
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CINÉTICA QUÍMICA Y PREPARACIÓN DE SOLUCIONES V.
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CUESTIONARIO
¿Qué conclusiones puede determinar acerca de la reactividad de los cuatro ácidos?
Se determina que la reacción de H(NO 3) a 6M es más rápida que HCl a 1M está a su vez es más rápido que el H 2(SO4) a 3M y este último es más rápida que el HCl a 6M
¿Qué conclusiones puede determinar acerca de la reactividad de los tres ácidos?
La velocidad de reacción del HCl a 6M mas el Zn es mucho más rápida que HCl a 6M mas Pb y HCl a 6M mas el Cu ya que estas dos últimas no reaccionas o sus reacciones son muy lentas
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