Instituto Politécnico Nacional Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería, Ciencias Sociales Y Administrativas Administrativas Academia del Laboratorio de uímica Industrial II
Ingeniería Industrial
uímica Industrial II
Práctica 4 “Cinética
Química ”
Secuencia! "I#$$ Alumnos!
Pére% Cali&to Luis #ario Pedro%a Cari'o #arlen (odrígue% Piedra )iana (odrígue% *err+n ustavo
Profesor! *apia Aguilar uadalupe
-ec.a de entrega! "$ de noviembre del "/01
OBJETIVOS •
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Analizar el efecto que tiene sobre la velocidad de reacción, cada uno de los siguientes factores: superficie de contacto, concentración y temperatura. Explicar el efecto que produce la presencia de un catalizador en una reacción química. Determinar el valor de la energía de activación.
INTRODUCCION TEORICA El obeto de la cin!tica 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# de las especies involucradas en la reacción y una constante %, sin embargo esta puede depender de numerosos factores "el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...#, &aciendo muy compleo el proceso de determinación de velocidades de reacción. 'as reacciones tambi!n se pueden clasificar cin!ticamente en &omog!neas y &eterog!neas. 'a primera ocurre en una fase y la segunda en m(s de una fase. 'a reacción &eterog!nea depende del (rea de una superficie ya sea la de las paredes del vaso o de un catalizador sólido. En este capítulo se discuten reacciones &omog!neas. 'a rapidez de reacción est( 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. )no de los factores m(s importantes es la concentración de los reactivos. *uantas m(s partículas existan en un volumen, m(s colisiones &ay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, tambi!n es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las mol!culas, 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. 'a 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. 'a rapidez de reacción se mide en unidades de concentración+tiempo, esto es, en "mol+l#+s, es decir, moles+"ls#. -ara una reacción de la forma:
la ley de la rapidez de formación es la siguiente:
Donde: es la rapidez de la reacción la disminución de la concentración del reactivo A en un tiempo
.
Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las mol!culas necesitan tiempos distintos para reaccionar. 'a 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:
Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a: • •
• •
concentración efectiva la cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente la temperatura presencia de catalizadores
/emperatura -or norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cin!tica de las mol!culas. *on mayor energía cin!tica, las mol!culas se mueven m(s r(pido y c&ocan con m(s frecuencia y con m(s energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cin!tico frente a la temperatura esta dado por: lnA 0 "Ea + 1#"2 + /3 0 2 + /2#
Esta ecuación linealizada es muy 4til y puede ser descrita a trav!s de la Ecuación de Arr&enius
donde: 5 es la constante de la rapidez. A es el factor de frecuencia. EA es la energía de activación necesaria. / es la temperatura.
Al convertirla linealmente, se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln"%2 + %3# a la &ora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: 6EA+1, &aciendo un simple despee se obtiene f(cilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 2.789cal+5 mol. -ara un buen n4mero de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados.
uperficie de *ontacto i en una reacción interact4an reactivos en distintas fases, su (rea de contacto es menor y su rapidez tambi!n es menor. En cambio, si el (rea de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cin!ticos a analizar. 'a parte de la reacción química, es decir, &ay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son muc&o m(s lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cin!tica del proceso. e infiere que una mayor (rea de contacto reduce la resistencia al transporte, pero tambi!n 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.
*atalizador 'os catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. uelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. 'a forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Existen catalizadores &omog!neos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos "por eemplo, el &ierro ;;; en la descomposición del peróxido de &idrógeno# y
catalizadores &eterog!neos, que se encuentran en distinta fase "por eemplo, la malla de platino en las reacciones de &idrogenación#. 'os catalizadores tambi!n pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retar6dantes o in&ibidores, los cuales impiden la producción. 'os catalizadores no modifican la entalpia, la entropía o la energía libre de
*oncentración de los reactivos i los reactivos est(n en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, m(s alta ser( la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al &aber m(s partículas en el mismo espacio, aumentar( el n4mero de colisiones. El ataque que los (cidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de &idrógeno es un buen eemplo, ya que este ataque es muc&o m(s violento cuanto mayor es la concentración del (cido. 'a 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 obetivos b(sicos de la cin!tica 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 &ipot!tica, la rapidez de reacción >r> puede expresarse como: 'os t!rminos entre corc&etes 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 qu! estar relacionados con el coeficiente estequeom!trico de cada uno de los reactivos. 'os valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción. ?ay casos en que la rapidez de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cin!tica de la reacción est( condicionada por otros factores del sistema como por eemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas6sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas &ace que siempre est!n ocupados todos los centros activos del catalizador.
MATERIAL Y EQUIPO 3 /ubos de ensayo de 2@ x2B mm 2
SUSTANCIAS C')*;CE:
B.3 de ?3CF B.BB3 de 5nC F B.BB3 de *3?3CF
2 vaso de precipitados de BB ml F vasos de precipitados de 2BB ml 2 oporte universal con anillo 2 /ela de alambre con asbesto 2 ec&ero de bunsen 3 -inzas para tubo de ensayo 2 /ermómetro "62B a 22B Ic# 2 pipeta graduada de 2B ml 2 *ronometro 2 ortero con pistilo 2 Agitador de vidrio G Juretas de 3 ml, en un soporte "por grupo#
B.BF de nC F B.BB, B.B2, B.B2G, B.B29 y B.B3 de 5lC G B.B2 de a?C G Al 2 H de Almidón Agua destilada G /abletas efervescentes
DESARROLLO EXPERIMENTAL EK-E1;E/C o. 2 SUPERFICIE DE
CONTACTO
2. umere tres vasos de precipitados de 2BB ml cada uno. 3. Agregue B ml de agua destilada en cada uno de ellos. G. Adicione al vaso o. 2 una tableta efervescente entera y anote en la tabla o. 2 el tiempo que tarda en disolverse. F. Lraccione otra tableta en dos partes, agregue los pedazos "en el mismo momento#, al vaso o. 3 y tome el tiempo que tardan en disolverse. . /riture la tercera tableta "Ligura 2#, adicione el polvo al vaso o. G y registre el tiempo que tarda en disolverse. EK-E1;E/C o. 3 EFECTO DE LA CONCENTRACION 2. *oque el vaso de precipitados sobre una &oa de papel blanco. 3. ida con una probeta, 2B ml de la solución de yodato de potasio "5lC G# de la concentración que le &aya sido asignada. G. Agregue este volumen de solución de 5lC G al vaso. F. ida con una pipeta, 2 ml de solución al 2H de almidón y adiciónelo al vaso. . Enuague con agua destilada la probeta que utilizo anteriormente y mida 2B ml de solución de bisulfito de sodio "a?C G B.B2 # @. Adicione la solución de a?C G al vaso, simult(neamente ponga en marc&a el cronometro y agite continuamente. 9. 1egistre en la tabla o. 3 el tiempo que tarda en aparecer una coloración azul, lo cual indica la formación de =odo. 2 KlO 3 + 5 NaHSO 3 ❑ 2 K HSO 4 + NaHSO 4 + 2 Na2 SO 4 + H 2O + I 2 →
EK-E1;E/C o. G ELE*/C
DE LA TEMPERATURA
2. )tilice el vaso de BBml como baMo aría, con FBB ml de agua de la llave a la temperatura que le &aya sido asignada para efectuar el experimento. 3. umere dos tubos de ensayo. G. Adicione al tubo B. 2, 3 ml de solución de B.BB3 de 5nCF y 2ml de solución de B.3 de ? 3CF F. Agregue en el tubo o. 3, 7 ml de solución de B.BB3 de *3?3CF
. ;ntroduzca los dos tubos al baMo aría por espacio de G min. @. Nierta r(pidamente, pero con precaución, el (cido ox(lico en el tubo o. 2 que contiene la solución de permanganato de potasio. Al mismo tiempo ponga en marc&a el cronometro. 9. Dee el tubo con la mezcla de reacción dentro del baMo y agite su contenido con la varilla de vidrio &asta que la coloración violeta desaparezca "t!rmino de la reacción#. 8. Anote en la tabla o. G el tiempo que tarda en efectuarse la reacción. 2 KMn O 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 C 2 H 2 O 4 ❑ 10C O 2 + K 2 SO 4 + 2 Mn SO 4 + 8 H 2 O →
EK-E1;E/C o. F
EFECTO DEL CATALIZADOR
2. 1epita el procedimiento anterior a GB I* y una vez preparada la mezcla de reacción, agregue cinco gotas de solución B.BF de sulfato de magnesio nCF 3. Agite con la varilla G. Anote en la tabla o. F el tiempo que tarda en desaparecer la coloración.
CUESTIONARIO 1) ¿Cuál es la rela!"# e#$re la %ar!a!"# &e la su'er(!!e &e #$a$ * el $!e+' &e rea!"#, ' a relación que existe es que son proporcionales, es decir, mientras m(s grande sea en este caso la pastilla efervescente m(s tardara en disolverse y mientras m(s pequeMa se la tableta menor ser( el tiempo de su reacción. -. ¿Que &!(ere#!a /a* e#$re %el!&a& &e rea!"# * $!e+' &e rea!"#, El tiempo de reacción se refiere solamente al tiempo que tarda la reacción en llegar a transformarse de reactivos a productos, y la velocidad de reacción representa los cambios de concentración que van sufriendo los reactivos conforme el tiempo transcurre. 0.¿C# l &a$s e2'er!+e#$ales a#$a&s e# la $a3la #.- re'rese#$e e# u#a 4ra(!a5 la %ar!a!"# &e la #e#$ra!"# # res'e$ al $!e+', *
anexo
6) Calule la %el!&a& +e&!a &e la rea!"# lle%a&a a a3 e# el e2'er!+e#$ -. ¿Qu7 s!4#!(!a& $!e#e el s!4# #e4a$!% 8ue a#$e'#e al álul,
El signo negativo representa la velocidad de desaparición de los reactivos. 'a importancia del signo negativo es que representa a los reactivosO si el signo fuera positivo representaría a los productos. 9. E2'l!8ue # 3ase e# l 8ue es$a3lee la $er:a &e las l!s!#es5 ual es el e(e$ 8ue se 'r&ue al au+e#$ar la #e#$ra!"# * $e+'era$ura e# u#a rea!"# 8u:+!a. eg4n la teoría de las colisiones al aumentar la concentración y la temperatura de una reacción de modo que las mol!culas c&ocaran unas con otras y de esta forma aumentaran la velocidad de reacción y se tendr( la energía suficiente para &acer reaccionar los reactivos en una reacción química ;. C#s$ru*a la 4ra(!a &e L# &el $!e+' #$ra 1<$e+'era$ura &#&e el $!e+' es$e e# se4u#& * la $e+'era$ura e# 4ra&s =el%!# Panexo >. alule la e#er4:a &e a$!%a!"# 'ara la rea!"# lle%a&a a a3 # el e2'er!+e#$ #.0 E2'rese su resul$a& e# ?@<+l anexo ) Es$a3lea la eua!"# 8ue rela!#e el $!e+' &e rea!"# # la $e+'era$ura * alule el $!e+' 8ue $ar&ar!a e# lle%arse a a3 es$a rea!"# al -9C. En c(lculos y resultados de la ecuación de la recta y analizando el comportamiento del fenómeno, se obtiene el modelo matem(tico siguiente:
ln ∅
ln ∅
7857
T
7857
ln ∅
298
∅
−20.028
−20.028
6.3377 seg
[email protected]
/iempo @.F7 se4
.¿Qu7 (u#!"# &ese+'ea u# a$al!a&r, E2'l!8ue e# $7r+!#s &e su a!"# s3re la e#er4:a &e a$!%a!"#. En química, a la sustancia que, en un proceso llamado catalizador, modifica la velocidad de una reacción química. Existen 3 tipos de catalizadores los que aumentan la velocidad de una reacción son llamados catalizadores positivos y los que disminuyen la velocidad son conocidos como catalizadores negativos o in&ibidores que se pueden untar. 'o anterior est( relacionado con la energía de activación, ya que el catalizador &ace que la misma se genere m(s r(pidamente y así produzca la reacción química en menor tiempo, rompiendo así la barrera energ!tica que tiene que ser sobrepasada para que la reacción tenga lugar.
1F.¿Qu7 !+'r$a#!a &es&e u# 'u#$ &e %!s$a !#&us$r!al5 el #er ls (a$res * + +&!(!ar la %el!&a& &e u# 'res &e $ra#s(r+a!"# 8u:+!a, -ara poder acelerar o retrasar el proceso de reacción de ciertas sustancias y saber de qu! manera se puede &acer reaccionar una sustancia en un lapso m(s corto o m(s largo y con menos energía y para así establecer el m!todo que m(s nos convenga desacuerdo a nuestras necesidades y las de la empresa, esto para a&orrar tiempo y dinero. Adem(s son de gran ayuda para la industria alimenticia, farmac!utica, petroquímica, etc. CONCLUSIONESG 'as propiedades, conceptos y aplicaciones de la cin!tica química son importantes para la industria, ya que algunas m(quinas como los vaporizadores y las bombas centrífugas "por mencionar algunos# requieren el conocimiento perfecto del valor de gama para determinar en qu! aparato se utilizaron. -or eemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si &ay o no &ay transferencia de calor, ya que muc&as veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manear el comportamiento para poder manearlos adecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovec&an al m(ximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya que gracias a estos se necesita saber el tiempo de reacción.
BIBLIOHRAIAG
-
Jalance de ateria y Energía, -rocesos industriales, Edit.
