Cinetica Quimica 23 de Mayo

CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO 1. OBJETIVOS 



En un sistema de un determinado proceso químico, se debe establecer la LEY DE VELOCIDAD. Estudiar la influencia de de los diferentes factores sobre el punto de equilibrio de un sistema dado

2. FUNDAMENTO TEORICO Cinética química La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general. La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental. exper imental.

Cinética de reacciones El objetivo 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 sabe de forma experimental 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 cuestiones 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. De los estudios de la velocidad de una reacción y su dependencia con todos estos factores se puede saber mucho acerca de los pasos en detalle para convertir los reactivos a productos. Esto último es el mecanismo de reacción. Las reacciones se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y heterogéneas. Las primeras ocurren en una fase y las segundas en más de una fase. La reacción heterogénea depende del área de una superficie, por ejemplo las de un catalizador sólido.

Velocidad 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 la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre moléculas y la rapidez es mayor. 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 velocidad de formación es la siguiente:

Donde VR  es la rapidez de reacción, (-∆C A) la disminución de la concentración del reactivo en el tiempo ∆t. Esta es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar. La velocidad de aparición del producto es igual a la rapidez de la 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: La activación 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

Orden de reacción Para cada reacción se puede formular una ecuación, ésta describe cuántas partículas del reactivo reaccionan entre sí, para formar una cantidad de partículas del producto. Para una reacción de la forma:

Esto significa, que dos partículas Acolisionan con una partícula B, una partícula Cy una partícula D para formar el producto E. Sin embargo, la probabilidad que cinco partículas colisionen y formen un producto intermedio es baja. Realmente, el producto intermedio es formado por un par de partículas y éste colisiona con las demás partículas y forma otros productos intermedios hasta formar el producto E. Por ejemplo:

La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de éstas nos muestran exactamente cómo ocurre esta reacción. Por medio del método experimental 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 velocidad de la reacción. Éste es llamado también orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de las reacciones se determina experimentalmente.

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 contacto 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, éstas se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente con respecto a la temperatura puede ser descrito a través de la ecuación de Arrhenius.

Dónde: k: Constante cinética (dependiente de la temperatura)  A: Factor pre exponencial o factor de frecuencia. Refleja la frecuencia de las colisiones. Ea: Energía de activación expresada en J/mol*R

R: Constante universal de los gases su valor es 8.314J*K -1*mol-1 T: Temperatura absoluta [K]

 Al linealizarla se tiene que el logaritmo de la constate de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura como sigue:

Para un buen número de reacciones química la rapidez se duplica aproximadamente cada 10 grados centígrados. 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 hipotéticamente que la velocidad de reacción “ v” puede expresarse como v=k[A]n[B]m, los términos entre corchetes serán las molaridades de los reactivos y los exponentes y coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por qué estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Lo valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.

Presión En una reacción química, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a aumentar y la reacción se volverá más rápida al igual que en los gases que el 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.

La ley de Arrhenius y la energía de activación Energía de activación En 1988, 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, sólo rebotan al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede.

O también, expresada en forma de logaritmo (Ley de Arrhenius):

Equilibrio Químico El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas de las concentraciones de los reactivos y productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente éste sería el estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, sin embargo, son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Bertholle (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como:

pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tiene que ser iguales. Esta ecuación química con flechas apuntando en ambas direccione es para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan, S y T son los producto s y α, β, δ y τ   son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos.

REACTIVOS QUÍMICOS Tiosulfato de sodio Acido sulfúrico Cloruro de hierro (III) Tiocionato de potasio Amonio Tiocionato de hierro Cloruro de potasio Acido clorhídrico Nitrato de plomo  Yoduro de potasio Peróxido hidrogeno Dióxido de manganoso Oxido férrico Dióxido silícico Sulfato de cobre MATERIALES Buretas Tubos de ensayo Gradilla Pipeta graduada (10ml) Propipeta Varilla de vidrio Vaso precipitado (100ml) Vaso precipitado (50ml) Vaso precipitado (20ml) Termómetro Crisol con mortero Cepillo Espátula Vidrio reloj Eudiómetro Tapón Matraz (20ml) Probetas Soporte universal Piseta Balanza eléctrica 4. DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS Parte 1 Solución de 0.1 []   (100ml)

3 12 1 2 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 1

0.1l sol.*

.1o  1  so

∗

98   1 o  

∗

1   9  

∗

1   1.84  

= 0.56 ml H SO4

Solución de 0.1 []   (100ml) .1 o  

0.1L sol. *

1  so 1    ∗ 

1 o   ∗  1 o   

∗

48    ∗  1 o   ∗ 

∗

= 2.5gNa S O3 ∗ 5H O

99    ∗ 

tubos

∗

  

 

tiempo



Tubo 1

6 ml

0

6ml

52 s

Tubo 2

4 ml

2ml

6ml

71 s

Tubo 3

3 ml

3ml

6ml

89 s

Tubo 4

2 ml

4ml

6ml

135 s

Descripción Cambia color blanquecino Cambia color blanquecino Cambia color blanquecino Cambia color blanquecino

Velocidad de reaccion 6.92 l/min 3.38 l/min 2.02 l/min 0.89 l/min

velocidad vs concentracion

l/min 8 7 6 5 4

Valores Y

3

Linear (Valores Y)

2 1 0 0

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

mol/l

Como observamos en el grafico nuestra curva es una pendiente positiva, no parte del origen porque la concentración y velocidad tienen valores arriba de cero.

PARTE 2 #TUBOS DE ENSAYO 1 2 3 4

19 29 39 49

ml/min

TIEMPO (s)

TEMPERATURA °C 51.5 29 15.5 9

VELOCIDAD VS TEMPERATURA

30 25 20 15

VELOCIDAD VS TEMPERATURA

10 5

ºC

0 0

10

20

30

40

50

60

Entre mayor sea la temperatura incrementa la velocidad. PARTE 4 VELOCIDAD DE REACCION DE: SOLIDO: reacción no muy rápida en una elevada espuma POLVO: reacción al instante t = 3.35 (seg) 1. solido, no hay cambio en la reacción sin triturar  2. triturado, reacción inmediata en la trituración color amarillo. 3. triturado + agua, cambio de color amarillo vivo

Velocidad de la reacción (ml/min) 4.66 8.27 15.48 26.67

PARTE 6 Volumen de oxigeno total(ml) Volumen de oxigeno por minuto (min)

11

14 18

20

22

24

27 29 31

33 36

37

38 38.5

1

2

4

5

6

7

10 11

12

13 15

3

8

9

volumen vs tiempo (del oxigeno)

volumen(ml) 45 40 35 30 25

volumen vs tiempo (del oxigeno)

20

Linear (volumen vs tiempo (del oxigeno))

15 10 5

tiempo(min)

0 0

5

10

15

20

6. CONCLUSIONES 





Como pudimos observar en el experimento, a cuanto mas concentrado este el reactivo, mayor velocidad de reacción química. En conclusión la cinética química estudia la velocidad de reacción, puede ser afectada por diferentes factores mencionados anteriormente y son utilizados en la vida cotidiana. En esta practica nos pudimos dar cuenta de que al cambiar los diferentes factores que intervienen en una reacción química como los catalizadores o a la temperatura, concentración puede acelerar o reducirla velocidad de una reacción, asi que se lograron los objetivos en la practica.

CUESTIONARIO 1.¿como cambia la velocidad de reaccion con respecto a la concentracion de las sustancias reaccionantes? Las concentraciones de las sustancias A y B y el tiempo de reasccion se dan en la siguiente tabla. Concentracion de 1 1 1 1 la sustancia A(mol/l) Concentracion de 1 0.66 0.5 0.33 la sustancia B (mol/l) Tiempoo de 18 27 36 54 reaccion(s) Trace la grafica de la velocidad de reaccion (eje de ordenadas )en funcion de la concentracion (eje de las absisas).¿que tipo de curva representa la funcion indicada? ¿es necesario quye esta curva pase por el origen de las coordenadas? velocidad de reaccion vs concentracion

0.06 0.05 0.04

Serie 1 0.03

Serie 2 Serie 3

0.02 0.01 0 Categoría 1

Categoría 2

Categoría 3

Categoría 4

Velocidad de reacción en función de la concentración del reactivo B, ES UNA REACCION QUE VARIA LINEALMENTE 2. Escriba las ecuaciones de las velocidades de las reacciones directas:  



2H2 + O2 → 2 H2O V=K[H] 2[O] 4NH4 + 5O2 → 4NO2 +4 H2O V=K[NH 4]4[O]5 2Mg + O2 → 2MgO   V=K[Mg]2[O]

3 .De ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos. ¿en que se diferencia? Heterogéneos: arena de mar, tierra, virutas de hierro y cobre mezcladas. Homogéneos: agua salada, refrescos carbonatados. La diferencia radica en al tomar una porción de cada sistema el homogéneo es igual en todas la partes del sistema en cambio el heterogéneo difiere del resto.

4. Dado el sistema reversible: CO2 + H2 ↔ H2O + CO, compare si es igual el desplazamiento del

equilibrio en dos de estos sistemas se añaden 100 g de vapor de agua y otro ,100g de monóxido de carbono. CO2 + H2 ↔ H2O + CO

Si se añaden agua y monóxido de carbono a dos sistemas iguales con la reacción mostrada el sistema se inclinara por la formación de hidrogeno y dióxido de carbono para equilibrar las molaridad en función de la constante de equilibrio. 5 .Teniendo en cuenta el estado de agregación de las sustancias en el sistema; establezca la ecuación de equilibrio para las reacciones: CuO + H2 →   H2O

Keq=

+Cu

[] []

CaCO3 → CaO +CO2 Keq=

[] 1

6 ¿en que condiciones deber desarrollarse la reacción: N2 + O2 → 2NO

-43.2Kcal

Debe estar a altas temperatura (para la generación de productos) 7 .Admitiendo que la velocidad de las reacciones se duplica cada 10 °C que aumenta la

temperatura y, sabiendo que una sal, en 20 minutos se descompone un 90 %, ¿cuánto habría tardado si se hubiera calentado 20 °C más? si la velocidad se duplica cada incremento de 10 ºC el tiempo disminuye a la mitad; ya que V = e/t, es decir, espacio recorrido por la reacción -cambio o descomposición hasta 90%- en la mitad de tiempo. Así cada 10 grados que incrementamos el tiempo de reacción es la mitad con lo que la velocidad aumenta el doble 1ª incremento de 10ºC doble de velocidad mitad de tiempo. Esto es de 20 minutos a 10 minutos 2ª incremento de otros 10ºC doble de velocidad mitad de tiempo. esto es de 10 minutos a 5 minutos Que es lo mismo que decir dividir por 4 el tiempo para que la velocidad se cuadriplique Pues como el espacio recorrido no varía (descomposición de la sal hasta el 90%), al cuatriplicarse la velocidad 2x2V disminuye el tiempo cuatro veces T/4 = V'; T' = 20/4 = 5 minutos 8 .Si la velocidad de oxidación del zinc por el ácido clorhídrico es proporcional a su

superficie, ¿cuánto más rápidamente se disolverán 1000 cubos de zinc de 1 cm³ cada uno que uno de 1 dm³? V= superficie

V1=[1000cm3*6cm2/1cm3]k=6000k V2=[1000cm37*100cm2/600]=600K La reacción es 100 veces más rápida con los trazos pequeños de Zinc. 9. Describa aplicando el principio de Le Châtelier como afectará un aumento de presión a

estas reacciones:

a) H2(g) + Cl2(g) ↔ 2.HCl(g) b) 2.H2(g) + O2(g) ↔ 2.H2O(g) a) No la afecta b) la favorece 10. En una reacción de primer orden se transforma el 20% en 30 minutos. Calcular el tiempo necesario para que la transformación sea del 95%. ln C0 /C = kt ln C0 /0.8C0 = 30k → k = ¹/ 30ln 1/0.8 → k = 7.4*10‾³ min -1 ln C0 /0.05C0 = 7.4*10‾³min-1 T → t = 402 min 11. experimentalmente se encuentra que la velocidad de formación de C por medio de la reacción: 2A

+

B

→

C

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 5 *1 − moles/litroporminuto,cuando las concentraciones, cual es la constante pacificada la velocidad?

a)

V=k[A]2[B]

b)

k=V/[0.22*0.3]

k=0.041666

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA

CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

NOMBRE: Mamani Nina Wilma Yola FECHA: 23 de mayo de 2017 La Paz – Bolivia