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INDICE Introducción
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Objetivos
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Fundamento Teórico
Páginas 4 - 10
Parte Experimental
Páginas 11 - 18
Cálculos y resultados
Páginas 14 - 16
Conclusiones
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Recomendaciones
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Bibliografía
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5to LABORATORIO: Cinética de Reacción para el Cobre
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CINÉTICA DE REACCIÓN PARA EL COBRE 1) INTRODUCCIÓN En el presente informe se estudiará las velocidades de las reacciones químicas, las cuales constituyen el campo de estudio de la cinética química, por experimentación se encuentra que la velocidad de una reacción depende de la temperatura, la presión y las concentraciones de las especies implicadas. La presencia de un catalizador o inhibidor puede cambiar la velocidad en varias potencias de diez. A partir del estudio de la velocidad de una reacción y de su dependencia de todos estos factores, se puede aprender mucho acerca de las etapas detalladas por medio de las que ya que los reactivos se convierten en productos.
Desde épocas remotas, el cobre ha sido el primer metal cuyo uso por parte del hombre ha sido de gran utilidad para su vida diaria. El cobre fue usado en diversos campos, ya sea solo, o en aleación con estaño para formar bronce. Durante mucho tiempo se le dejó de lado hasta que la industria eléctrica comenzó a usarlo debido a que es un excelente conductor y su precio es relativamente bajo.
En la actualidad el cobre es el tercer metal más utilizado en el mundo, por detrás del hierro y el aluminio. Y aunque el precio de los metales se ha visto afectado por la crisis mundial, el precio del cobre no ha sufrido un gran cambio en los últimos años.
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2) OBJETIVOS
Tener en cuenta las experiencias del laboratorio anterior en el uso del colorímetro y la medición de la transmitancia.
Observar el comportamiento de la cinética de reacción para el cobre.
Calcular la concentración del cobre según va reaccionando.
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3) FUNDAMENTO TEÓRICO Conceptos básicos de cinética química El estudio de una reacción química puede hacerse desde el punto de vista termodinámico o desde el cinético. El estudio termodinámico permite conocer la posición en la cual la reacción alcanzará el equilibrio. Cuantitativamente la posición de equilibrio viene definida por la constante de equilibrio, que representa el cociente de las actividades de productos y reaccionantes:
K = aC x aD
A+B↔C+D
aA x aB
El valor de la constante es una indicación de la extensión en la que se producirá la reacción. Sin embargo, no da ninguna información relacionada con la duración del proceso. Los criterios termodinámicos no incluyen la variable tiempo, puesto que sólo consideran la diferencia de propiedades del sistema entre los estados inicial y final y, por lo tanto, no se ocupan de la velocidad a la que tiene lugar la reacción ni los estados intermedios por los que transcurre. Debido a ésto, existen procesos termodinámicamente espontáneos que no se producen a velocidad apreciable o que lo hacen a velocidades muy pequeñas.
H2 + 1/2 O2 ↔ H2O
∆G =
- 198 Kj / mol
Mecanismos de reacción Desde el punto de vista termodinámico, en una reacción química, los reactivos constituyen el estado inicial y los productos el estado final. Al pasar del estado inicial al estado final, se produce un cambio de la energía libre. Cuando el cambio es negativo se dice que la reacción es espontánea y no existe ningún impedimento termodinámico para que la reacción se produzca, sin embargo este enfoque sólo tiene en cuenta las propiedades de reactivos y productos aislados, no incluye los posibles obstáculos que puedan existir durante la reacción. Consideremos la siguiente reacción: AB + C ↔ A + BC
La formación del nuevo enlace B-C requiere que las moléculas de los reactivos AB y C se acerquen a distancias lo suficientemente cortas para permitir un solapamiento eficaz de sus orbitales. Sin embargo, la disminución de la distancia comporta un aumento de la repulsión entre las nubes electrónicas. Para vencer la repulsión, las moléculas de los reactivos deben acercarse con suficiente energía cinética. El proceso global se puede esquematizar en la forma:
AB + C
↔
A···B···C
↔
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A + BC
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Puesto que para formar el complejo activado los reactivos deben vencer las fuerzas de repulsión, la energía del complejo activado es más alta que las energías de los reactivos y de los productos.
Ecuación de velocidad y orden de reacción
La extensión en la cual ha progresado una reacción se conoce como grado de avance de la reacción, E , para reacciones a volumen constante puede definirse como:
Ci (t) - Cio r i
E=
En esta expresión C i (t) es la concentración del componente i que hay en el tiempo t, C io la inicial y ri el coeficiente estequiométrico con su signo, positivo para productos y negativo para reactivos. El grado de avance es independiente de la especie que se mida, por ello la velocidad de reacción se puede definir como la variación del grado de avance con el tiempo:
dE= dt
1 x dCi (t) r i dt
La expresión que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de los compuestos que toman parte en ella denomina ley de velocidad o ecuación de velocidad. En el caso de un proceso elemental, la velocidad es proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Dos ejemplos son:
A+B
2A
→
→
P
v = k [A] [B]
P
v = k [A] 2
En la ecuación anterior, las potencias son los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos. Así, n es el orden de reacción respecto a la especie A, y m es el orden de reacción respecto a la especie B. La suma de todos los órdenes de reacción, n + m + ..., se denomina orden global de la reacción. En los procesos elementales los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos coinciden con los respectivos coeficientes estequiométricos y el orden global de la reacción coincide con su molecularidad. Como ejemplo de reacción con una ley de velocidad sencilla se puede considerar la reacción de iodo con el hidrógeno:
I2 + H2
→
2 HI
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En determinadas condiciones experimentales es un proceso elemental gobernado por la ley de velocidad siguiente:
v = k [I2 ] [H2 ]
En cambio, la ecuación de velocidad para la reacción compleja de descomposición del ozono es:
v = k [O3 ] 2 [O2 ] Un orden de reacción no tiene por qué ser un número entero, sino que puede ser un número fraccionario o incluso negativo. En estos casos, siempre se trata de reacciones complejas. Un ejemplo es:
v = k [H2 ] [Br 2 ] 3/2 [Br 2 ] + k' [HBr]
Br 2 + H2 → 2 HBr
Integración de leyes de velocidad sencillas Reacciones de orden cero : En este caso la velocidad de formación del producto viene dada por una ecuación del tipo : d [P] = k dt cuya integración conduce a:
[P] = [P]o + k t y por tanto a una variación lineal de la concentración con el tiempo. Reacciones de orden cero se encuentran frecuentemente en catálisis heterogénea, cuando la reacción se lleva a cabo sobre una superficie saturada de reactivo. Y en reacciones catalizadas con suficiente exceso de substrato para saturar el catalizador.
Reacciones de primer orden : Corresponden a procesos elementales unimoleculares:
A→P
La ley de velocidad es del tipo:
d[A] = - k [A] dt La integración de esta ecuación conduce a una expresión logarítmica:
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Ing. Lobato Flores, Arturo ln [A] = - k t + ln [A] o
Representando ln [A] frente al tiempo se obtiene una recta de pendiente igual a -k y con ordenada en el origen igual a ln [A] o. En procesos gobernados por leyes de primer orden la concentración de reactivo, A, disminuye exponencialmente y, de manera simultánea, la concentración de producto aumenta también exponencialmente:
[A] = [A] o e - k t [P] = [A] o (1 - e - k t )
Un concepto importante en cinética es el tiempo de vida media o período de semireacción. Se define como el tiempo necesario para que la concentración del reactivo se reduzca a la mitad. En el caso de una reacción de primer orden resulta:
[A]o / 2 = [A] o e - k t1/2 y por tanto, la vida media viene dada por:
t1/2 = ( ln 2) / k
Algunos ejemplos de reacciones de primer o rden son:
La desintegración de un isótopo radiactivo: Ra → Rn +
Reacciones de segundo orden : Pueden darse dos casos, dependiendo de que la ecuación de velocidad sea función de la concentración de un solo reactivo o de dos. El primer caso corresponde a una reacción elemental del tipo: 2A→P
Que podrá describirse mediante la ecuación de velocidad de segundo orden siguiente:
d[A] = - k [A] 2 dt La integración de esta ley de velocidad conduce a:
1 / [A] = k t + 1 / [A] o
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Y por tanto, la representación de 1/[A] frente al tiempo da lugar a una recta de pendiente k y ordenada en el origen 1/[A] o. La concentración de A experimenta una variación hiperbólica con el tiempo:
[A] = [A]o / (1 + [A] o k t ) El tiempo de vida media para este tipo de reacciones tiene la expresión:
t 1/2 = 1 /( [A] o k )
El otro tipo de reacción de segundo orden viene representado por el proceso elemental:
A+R→P
Que está gobernado por la ecuación de velocidad:
d[A] = - k [A] [R] dt Si llamamos x a la concentración de A que ha reaccionado en el tiempo t, la ley de velocidad integrada será:
1 [R]o - [A]o
[R]o ( [A]o - x ) ln = - k t [A]o ( [R]o - x )
Estudio de mecanismos complejos El mecanismo complejo más sencillo es el formado por dos reacciones consecutivas de primer orden:
k 1 A
→
k 2 B
→
C
Las ecuaciones de velocidad para las especies A y B son:
d[A] = - k 1 [A] dt d[B] = k 1 [A] - k 2 [B] dt
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La primera reacción está gobernada por una ley de primer orden:
[A] = [A]o e - k1 t La segunda reacción obedece a la ecuación diferencial siguiente:
d[B] = k 1 [A]o e - k1 t - k 2 [B] dt Que indica que B se forma a medida que A se destruye y, al mismo tiempo, B se descompone siguiendo una reacción de primer orden. Si se considera que inicialmente [B] o = 0 y [C]o = 0, la integración de la ecuación diferencial conduce a:
[B] = [A]o k 1( e - k1 t - e - k2 t ) k 2 - k 1 Y como [C] = [A] o - [A] - [B], resulta:
[C] = [A]o ( 1 - k 2 e - k1 t + k 1 e - k2 t) k 2 - k 1 k 2 - k 1 A partir de esta expresión se puede deducir que si k 1 > > k2 entonces:
[C] = [A]o (1 - e - k2 t ) Igualmente, si k 2 > > k 1 resulta:
[C] = [A]o (1 - e - k1 t )
Podemos concluir que cuando uno de los procesos es claramente más lento que los otros se produce un efecto de "cuello de botella", y la velocidad total de la reacción resulta controlada por este proceso. Esta etapa más lenta que controla la velocidad del proceso global, se llama etapa limitante de la velocidad .
Cuando estos requisitos se cumplen se dice que se ha alcanzado el estado estacionario. En este momento se tiene:
d[B] = k 1 [A] - k 2 [B] = 0 dt de donde:
[B] = k 1 [A] = k 1 [A]o e - k1 t k 2 k 2
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Un ejemplo de cómo se puede hacer uso de estas simplificaciones lo constituye la reacción de descomposición del ozono, para la cual el mecanismo propuesto es:
O3 ↔ O2 + O O3 + O → 2 O 2
(equilibrio rápido) (etapa lenta)
La velocidad de la reacción global estará determinada por la velocidad de la etapa más lenta:
v = k 2 [O3 ] [O] En esta expresión aparece la concentración de un intermedio, nos interesa poner la velocidad en función de las concentraciones de los reactivos. Como el equilibrio primero es rápido podemos suponer que la velocidad de la reacción inversa es igual a la de la reacción directa:
k 1 [O3 ] = k -1 [O2 ] [O] por lo tanto:
[O] = k 1 [O3 ] k -1 [O2 ] Sustituyendo podemos obtener la ecuación de la velocidad de la reacción global:
v = k 1 k 2 [O3 ] 2 = k [O3 ] 2 k -1 [O2 ] [O2 ]
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4) PARTE EXPERIMENTAL MATERIALES a. Materiales de Almacenamiento:
1 Frasco herméticamente cerrado (para el Cu electrolítico).
1 Botella (para la solución de HNO 3).
1 Bidón (para el H 2O destilada).
b. Materiales de Uso General:
1 Vaso de precipitados.
5 Tubos de ensayo.
1 Gradilla.
8 Servilletas.
1 Bagueta.
c.
Materiales de Medición:
1 Bureta
1 Probeta
1 Espectrofotómetro tipo “ Spectronic 20 de Bausch y Lomb ”
1 Balanza
d. Materiales Químicos:
Cu (s)
:
Obtenido por electrólisis.
HNO3(ac)
:
Diluido.
H2O(l)
:
Obtenida por destilación.
PROCEDIMIENTO 1. Pesamos una muestra de aproximadamente 4 g. de cobre electrolítico.
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2. Lo colocamos en un vaso de precipitados con 100ml. De H 2O.
3. Medimos 120 ml. de HNO 3 (16N) en otro vaso de precipitados.
4. Ahora vertemos el HNO 3 en el vaso de precipitados que contiene el cobre y consideramos este momento como nuestro tiempo 0 (cero).
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5. Inmediatamente procedemos a tomar muestras a diferentes intervalos de tiempo vertiendo el contenido en diferentes tubos de ensayo hasta que el cobre se disuelva por completo.
6. Ahora utilizamos el Fotoespectrómetro para hallar el %T de cada muestra obtenida.
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5) CALCULOS Y RESULTADOS Para la masa m 1=2.3 g de Cobre
Tiempo (segundos)
%T
Absorbancia(A) A=log(100/%T)
5.2
87
0.0605
9.7
77
0.1135
12.5
63
0.2007
15.2
57
0.2441
18.7
45
0.3468
33.7
29
0.5376
37.0
27
0.5686
44.0
24
0.6198
47.7
22
0.6576
58.1
21
0.6778
1min 04
15
0.8239
1 min 09
11
0.9586
NOTA: Notamos que esta disolución del cobre ocurre de manera muy rápida por lo que no se pudo tomar muchos datos, esto se debe a que la cantidad de HNO 3 no está muy diluida. Del laboratorio #4 tenemos que:
= 0,0029Xi − 1,222 5to LABORATORIO: Cinética de Reacción para el Cobre
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Entonces tenemos que:
Tiempo (segundos)
Absorbancia(A)
Concentración (mg/L)
5.2
0.0605
442.24
9.7
0.1135
460.52
12.5
0.2007
490.59
15.2
0.2441
505.55
18.7
0.3468
540.97
33.7
0.5376
606.76
37.0
0.5686
617.45
44.0
0.6198
635.10
47.7
0.6576
648.14
58.1
0.6778
655.10
1min 04
0.8239
705.48
1 min 09
0.9586
751.93
GRAFICAS: a. ABSORBANCIA VS. CONCENTRACIÓN
A vs Ci 800
N 700 O I 600 C A ) 500 R L 400 T / g 300 N m E ( 200 C N 100 O 0 C
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
ABSORBANCIA 5to LABORATORIO: Cinética de Reacción para el Cobre
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b.
TIEMPO VS. CONCENTRACIÓN
T vs Ci 800 700
) 600 L / g m500 ( N 400 O I C A300 R T200 N E C100 N O C 0 0
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
-100 -200
TIEMPO (S)
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6) CONCLUSIONES:
Se puede notar que la tendencia del grafico es una función exponencial correspondiendo a la parte teórica que nos expresa que la velocidad de la reacción varía en forma proporcional a la concentración.
Se puede obtener la velocidad a partir del método colorímetro.
Del cuadro de cálculos podemos concluir que a mayor concentración menor será la transmitancia.
Los diferentes procedimientos realizados sirven para hallar el porcentaje de un mineral en una muestra cualquiera dependiendo de los disolventes.
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7) RECOMENDACIONES:
Una de las principales recomendaciones es calibrar el colorímetro al 100% antes de empezar a trabajar y evitar contacto con la mesa de soporte.
El colorímetro debe estar a una longitud de onda de 620nm.
Se debe limpiar los tubos con las muestran antes de hacer la medición.
Luego de cada medición se debe comprobar que el colorímetro siga al 100%, con un tubo que contenga agua destilada. Calibrar en lo mejor posible el colorímetro para cada lectura debido a que el aparato es muy sensible.
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8) BIBLIOGRAFIA
KEITHJ. LAIDER, JOHN H. MEISER. Fisicoquímica.
SIDNEY H. AVNER. Introducción a la metalurgia física.
GASTON PONS MUZZO. Fisicoquímica.
CASTELLAN. Fisicoquímica.
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