1. OBJETIVOS a) En un sistema de un determinado proceso químico, se debe establecer la Ley de Velocidad. b) Estudiar la influencia de los diferentes factores sobre el punto de equilibrio de un sistema dado.
2. FUNDAMENTO TEORICO El objeto de la cinética química es medir la rapidez de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la rapidez de una reacción con variables experimentales. Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de la(s) concentración(es) la(s) concentración(es) de las especies involucradas en la reacción y una constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de reacción.
Ecuación de velocidad de reacción: v = k [A]m [B]n Las reacciones también 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 un catalizador sólido. El sólido. El tipo de reacción mas común tiene la rapidez que depende
del área de la superficie expuesta a la mezcla de reacción. Esta superficie puede ser la pared interna del recipiente de reacción o la de un catalizador solido. Si la reacción es homogénea la rapidez de reacción no se ve afectada por el área de superficie expuesta a la mezcla de reacción.
RAPIDEZ DE REACCION La rapidez 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). ORDEN DE REACCION 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 las reacciones se determina experimentalmente. Se pueden clasificar: ORDEN 1 2
LEY DE VELOCIDADES
[ ] = [ ] [ ] = [ ] ]
3 0
[ ] = [ ] [ ] =
FACTORES QUE AFECTAN A LA RAPIDEZ DE VELOCIDAD 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 rapidez 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
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 reactivo
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 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 este 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. Los catalizadores no modifican la entalpía, la entropía o la energía libre de Gibbs de los reactivos. Ya que esto únicamente depende de los reactivos. 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. Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.
El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido. 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. 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 sist ema 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 ce ntros 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. Esto es válido solamente en aquellas reacciones químicas cuyos reactantes sean afectados de manera importante por la presión, como los gases. En reacciones cuyos reactantes sean sólidos o líquidos, los efectos de la presión son ínfimos. 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 rapidez de reacción. 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.
3. METODOLOGIA EXPERIMENTAL
PARTE 1: VELOCIDAD DE REACCION EN SISTEMAS HOMOGENEOS
PARTE 2: INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA COBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
PARTE 3: VELOCIDAD DE REACCION EN SISTEMAS HETEROGENEOS
PARTE4: INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
PARTE 5: CINETICA DE LA DESCOMPOSICION CATALITICA DEL PEROXIDO DE HIDROGENO
4. DATOS Y RESULTADOS
4.1. VELOCIDAD DE REACCION
+ → + ↔ + ↑ + ↓ Volumen de la
Volumen
Concentración
Solución de
de Agua
la Solución de
Na S O [ml] a
[ml] b
de
Na S O [ml] +
Tiempo
[s]
Velocidad Reacción
v = 1τ
de
1
6
0
0,100
320.4
0,0031
2
4
2
0,067
367.8
0,0027
3
3
3
0,050
429
0,0023
4
2
4
0,033
805.2
0,0012
Grafica de la Velocidad Vs Concentración
Velocidad
vs Concentracion
0.0035 0.003
N O I C 0.0025 C A E R 0.002 E D D0.0015 A D I C O 0.001 L E V
0.0005 0
0
0.02
0.04
0.06
0.08
0.1
0.12
CONCENTRACION
4.2. INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
Na S O + H S O → HSO +Na SO H S O ↔ HO + S O ↑ + S ↓ Temperatura Experimento
del
Tiempo
[℃]
[s]
Velocidad de Reacción
v = 1τ
1
19
908.4
0,0011
2
29
193.8
0,0052
3
39
367.2
00027
4
49
250.8
0,0040
VELOCIDAD Vs TEMPERATURA 0.006 N0.005 O I C C A0.004 E R E D0.003 D A D I 0.002 C O L E V0.001
0 0
10
20
30
40
50
60
TEMPERATURA
4.3. VELOCIDAD DE REACCION EN SISTEMAS HETEROGENEOS
RESULTADOS
+
Reacción rápida Formación de precipitado Tiene efervescencia
+
Reacción lenta Efervescencia poca
+ () → + RESULTADOS
+ ()
Mezclar
Coloración amarilla clara
+ () + ()
Triturar Agregar
Coloración amarilla intensa
Aumento de la coloración amarillenta Consistencia granulada Tiene olor fétido
4.4 INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION
a) Catálisis heterogénea
+ → + Resultados: Reacción con desprendimiento de gases
+ → + + () Resultados: Reacción completa de color blanco
+ → No produce reaccion quimica Resultados: No se produce la reacción química
b) Catálisis homogénea
() + → () +
+
Tiempo de Reacción: 39 segundos
() + → () + Catalizador= 5 ( ) Tiempo de Reacción: 1,25 segundos
+
() + → () + Catalizador= 15 ( )
+
Tiempo de Reacción: 2,08 segundos
4.5 CINETICA DE LA DESCOMPOSICION CATALITICA DEL PEROXIDO DE HIDROGENO
TIEMPO [] VOLUMEN DE
[]
1.
2
3
4
5
9
18
24
28.5
34
60
180
360
540
720
GRAFICA DE DESCOMPOSICION DEL PEROXIDO DE HIDROGENO
VOLUMEN Vs TIEMPO 40 35 30
| V | 25 N E 20 M U L 15 O V
10 5 0 0
100
200
300
400
500
600
700
800
TIEMPO |s|
5. INTERPRETACION DE RESULTADOS
Parte 1: en la grafica podemos observar como la velocidad y su pendiente en un tiempo particular muestran la acelacion de la reacción es decir como va aumentando
mientran la reacción la ocurriendo, quiere decir que la curva tendría que pasar por el origen sin embargo en nuestro caso no se presento asi. Parte 2: la influencia de la temperatura en las reacciónes pudimos observar que al aumento de la temperatura la velocidad de reacción aumenta, pero sin embargo en nuestra grafica no se muestra asi porque tuvimos errores al momento de apreciar la precipitación en algunos tubos de ensayo , por tanto algunos varian. Pero la mayoría esta lo dicho al aumento de temperatura la velocidad de reacción aumenta. Parte3: en los sistemas heterogéneos pdimos observar que las reacciones no son rapidas, es decir cuando en el sistemas se hace que sean homogéneos las reacciones serán mas rapidas, pero en este caso como el pedazo de tiza no reacciono rápidamente con el acido cloridrico. Y como enla mezcla de nitrato de plomo y yoduro de potasio cuando la mezcla esta pulverizada la reacción se hace mas rápida. Parte4: en los catalizadores pudimos observar la ayuda del mismo para que la reacción se haga mas rápida, que sin ella. En las reacciones homogéneas el segundo tubo obtuvo el menor tiempo es decir con 5 gotas de sulfato de cobre que fue nuestro catalizador, sin embargo al ponerle 15 gotas la reacción fue rápida pero no tanto. Parte 5: se pudo observar el desprendimiento del oxigeno en función del tiempo que cuanto ,mas volumen mas tiempo se hacia la reacción en este caso, asi podemos observarlo es nuestra grafica presentada con datos obetnidos en laboratorio.
6. CONCLUSIONES En los sistemas realizados experimentalmente, se observo la ley de velocidades en los graficos presentados, estos pudieron mostrar como actúan los reactivos en las reacciones químicas;tanto como las concentraciones de cada reaccivo actúan y el tiempo que influye en las mismas. Se logro ver experimentalmente los diferentes factores que afectan el punto de equilibrio en cada caso realizado , teóricamente se puedo comprobar como afectan esos factores en las distintas reacciones realizadas, tanto asi mostrándonos cuan rápido pueden reaccionar si aumentamos la temperatura o un catalizador en nuestro sistema.
7. CUESTIONARIO 7.1 ¿Cómo cambia la velocidad de reacción con respecto a la concentración de las sustancia de las sustancias reaccionantes? Las concentraciones de las sustancias A y B y el tiempo de reacción se dan en la siguiente tabla:
CONCENTRACION SUSTANCIA A
CONCENTRACION
SUSTANCIA B
DE
LA
1
1
1
1
DE
LA
1
0,66
1,5
0,33
18
27
36
54
TIEMPO DE REACCION
[]
VELOCIDAD Vs TIEMPO 0.06 0.05 D0.04 A D I C 0.03 O L E V0.02
0.01 0 0
10
20
30
40
50
60
TIEMPO SUSTANCIA B
La concentracion en la sustancia hace
SUSTANCIA A
que la reacción sea mas lenta en la
velocidad; asi como podemos observar en las graficas. 6.2 Escriba las ecuaciones de las velocidades de las reacciones directas
+ → + → + 2 + → 6.3 De ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos ¿En qué se diferencian?
6.4 Dado el sistema reversible:
+ → + ;
compare si es igual el
desplazamiento del equilibrio en dos de estos sistemas, en iguales condiciones, si a un sistema se añaden 100 g de vapor de agua y a otro 100 g de monóxido de carbono. En estas reacciones si observamos al ingresar 100 g de vapor de agua que en este caso seria como gas y al ingresar 100 de monóxido de carbono otro gas ambos el sistema no afecta porque ambos son gases en los dos sistemas. 6.5 Teniendo en cuenta el estado de agregación de las sustancias en el sistema establezca la ecuación de equilibrio para las reacciones:
+ () ↔ () + () () ↔ () + () Este sistema quimico es similar a un sistema físico formado por una fase condensada y a su vapor. Al igual que un liquido y a su vapor alcanza el equilibrio y su vapor alcanza e equilibrio en un recipiente cerrado, ciertos valores de temperatura y presión de cuales
() a los
() ,() () se mantienen indefinidamente. El () puro en un
recipiente
cerrado
comienza
a
descomponerse
según
() ↔ () + () () ; su presión aumenta y finalmente empieza a producirse otra reacción () + () ↔ () . Finalmente la velocidad de reacción de descomposición y de su viceversa se hacen iguales y la presión del () se mantiene
A medida que se acumula
constante. El sistema ha alcanzado el equilibrio. Esto se denomina estado de equilibrio.
6.6 ¿En qué condiciones debe desarrollarse la reacción?
+ ↔ . Si se desea obtener el máximo rendimiento del oxido Nítrico. Utilice el Principio de Le Chatelier Para obtener el máximo rendimiento del Oxido Nítrico en este caso los productos; utilizamos el efecto de cambios en la concentración , es decir para que haya el mayor rendimiento retiramos productos.
en los productos debemos añadir reactivos o en otro caso
→ 6.7 Admitiendo que la velocidad de las reacciones se duplica cada 10 °C que aumenta la temperatura y sabiendo que una sal, en 20 min se descompone un 90 % ¿Cuánto habría tardado si se hubiera calentado 20 °C más?
10 ℃ → 2 .20min → 90% . 20 ℃ → 4 .
, =3,75×10− = × , 4 = , → = ∙,× → = 600 → = 10
6.8 Si la velocidad de oxidación del zinc por el acido clorhídrico es proporcional a su superficie, ¿Cuánto mas rápidamente se disolverán 1000 cubos de zinc de 1 cada uno que uno de 1
?
1000 → 1 → 1 × 1 0 → x = 1 × 1 0 cubos de zinc . .
6.9 Describa aplicando el principio de Le Chatelier como afectaría un aumento de presión a estas reacciones:
() + () ↔ () En el primer caso un aumento de presión por tener el mismo número de moles de ambos lados de la ecuación química; el equilibrio no se ve modificado.
() + () ↔ () En este segundo caso por tener diferente número de moles a ambos lados de la ecuación química, el aumento de presión el desplazamiento hacia lado de la ecuación donde haya menor número de moles.
6.10
En una reacción de primer orden se transforma el 20% en 30 min. Calcular
el tiempo necesario para que la transformación sea del 95%
30min → 20% →95% . ..
→ = 142,5
6.11
Experimentalmente se encuentra que la velocidad de formación de C por
medio de la reacción:
() + () → () Es independiente de la concentración de B y que se cuadruplica cuando la concentración de A se duplica. Escriba una expresión matemática de la Ley de velocidad para esta reacción Si la velocidad inicial de formación de C es
×−
moles/litro por minuto, cuando
las concentraciones iniciales de A y B son 0.2 M y 0.3 M respectivamente. ¿cuál es la constante especifica de la velocidad?
… . .(1) = [ ][].= × [0,2][0,3 ] = ×0,012→ = ,
= [ ] → ×− = [] → [] = × …(2)
.
(1) Y (2) en (3)
= [] = [] …..(3) → , [][] ,
× .en (1) = ,
→
=
×
,
→ = ×− .
= 0,042
8. BIBLIOGRAFIA Guia de Química Inorganica UMSA Cinetica Quimica.pdf.lib http:// es.m.wikipedia.org
Facultad de Ciencias-Escuela de Química- Licenciatura en Geoquímica; Universidad Central de Venezuela
