Proyecto de Cinética Química

UNIVERSIDAD MICHOACANA DE SAN NICOLÁS DE HIDALGO FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

CINÉTICA QUÍMICA Y CATÁLISIS EQUILIBRIO QUÍMICO, CROMATO-DICROMATO DECOLORACIÓN (REDUCCIÓN) DEL PERMANGANATO EQUIPO: NARANJO MARTÍNEZ MARLEN HERNÁNDEZ SÁNCHEZ CARLOS EDUARDO ESTRADA CEJA LUIS DANIEL JIMÉNEZ JERÓNIMO JOSÉ DANIEL

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PROFESOR: NIETO LEMUS LUIS MORELIA, MICHOACÁN A 06/10/201 06/10/2017 7

ÍNDICE: MARCO TEÓRICO.……………………………………………………………………………………... 2

INTRODUCCIÓN………………………………………………………………………………………... 8 PRÁCTICA DE EQUILIBRIO QUÍMICO Cromato-Dicromato………………………………………………………………………………….. Cromato-Dicromato………………………………………………………………………………….. 10

PRÁCTICA DE VELOCIDAD DE REACCIÓN Decoloración (Reducción) Del permanganato…………………………………………… 17

CONCLUSIONES………………………………………………………………………………………… 25

BIBLIOGRAFÍA…………………………………………………………………………………………… 26

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MARCO TEÓRICO:

Equilibrio químico: El número de productos comerciales obtenidos por síntesis químicas se incrementa cada año. Es por ello que es muy importante que el ingeniero químico comprenda los problemas implicados en el diseño y operación del equilibrio empleado para las reacciones. El equilibrio químico puede ser analizado desde dos perspectivas; desde el punto de vista termodinámico cuando se considera la composición del sistema químico, o bien desde la cinética cuando se toman en cuenta las velocidades de las reacciones normal e inversa. En este escrito se usa una analogía de acción-reacción para explicar el equilibrio químico de una reacción elemental. Pero si se tiene un mecanismo químico complejo que consiste de varias etapas, la misma analogía se puede usar ya que en el estado de equilibrio cada etapa misma está en equilibrio. El equilibro químico representa un papel muy importante en la mayoría de los procesos de la vida diaria. Este concepto teórico se encarga de regular las energías potenciales de todos los procesos químicos y representa un estado de energía mínima. Lo anterior se traduce en que todos los procesos que ocurren en la naturaleza y aquellos provocados por el hombre de una manera u otra y en un cierto tiempo, el cual puede ser muy grande, tienden al equilibrio. Por la importancia de este concepto aunado a la dificultad de entenderlo y de aplicarlo por parte de los estudiantes, el objetivo de este trabajo el objetivo de este trabajo es explicar de una manera simple el concepto de equilibrio químico. Iniciamos por establecer la pregunta de rigor: ¿Qué es el equilibrio químico? La definición desde el punto de vista cinético nos dice: El equilibrio químico es el estado que alcanza todo proceso químico cuando las velocidades o los cambios de los sentidos directos y contrarios de las reacciones elementales son iguales, lo cual se da como consecuencia una velocidad aparentemente nula para una reacción reversible. 2

Esto quiere decir que al mismo tiempo se dan transformaciones de reactivo y producto y el equilibrio químico es un estado dinámico y no estático. Además existe otra definición dada por la termodinámica y que relaciona cantidades de reactivo y producto en un valor que ofrece un mínimo de energía en el sistema. Podemos decir que la termodinámica aplica las leyes que definen las condiciones finales en el sistema, es decir, el equilibrio químico.

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Velocidad de reacción: Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto es fácil deducir de aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos por tanto es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenta. ¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta?, ¿Cómo se puede modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. A continuación algunos de estos factores: La cinética química es el campo de la química que estudia las velocidades de reacciones y los mecanismos de las mismas.

Naturaleza de los reactivos.

Todos sabemos que la oxidación del hierro es una reacción que se desarrolla a lo largo de mucho tiempo, que la combustión de un hidrocarburo se efectúa más rápidamente, y la explosión de la pólvora es muy rápida. Las características de los reactivos y la reacción determinarán en primer lugar la velocidad.

Efecto de la concentración de reactivos.

Las colisiones entre las moléculas de reactivos para formar un complejo activado, que rápidamente se descompone formando los productos, son determinantes. Cuanto mayor cantidad de colisiones entre las moléculas de reactivos, más rápidamente se desarrollará la reacción. Cuanto mayor concentración de reactivos, mayor será el número de choques. 4

Efecto de la temperatura.

Las colisiones entre moléculas de reactivos se tienen que dar con cierta orientación y energía. La temperatura indica la energía cinética media de las moléculas. A mayor temperatura tendremos mayor cantidad de moléculas que colisionan con la energía mínima requerida, por lo tanto la temperatura aumenta la velocidad de re acción.

Arrhenius determinó en el siglo XlX la siguiente ecuación experimental para establecer cómo cambia el coeficiente cinético con la temperatura: 



 

A es el Factor de Frecuencia, relacionado con la frecuencia de colisiones entre moléculas y dependiente de la temperatura. E representa la energía de activación de la reacción, esta dependerá del Mecanismo de Reacción, o sea de la serie de pasos intermedios (con complejos activados y productos intermediarios que rápidamente se descomponen) que efectúa la reacción hasta llegar a productos finales. R es la Constante Universal de los Gases que vale 0,082 litros atm/ K mol. T es la temperatura en K o temperatura absoluta (igual a °C+273).

Para una energía de activación tipo podemos establecer que la velocidad de reacción se duplica cada 10°C que elevamos la temperatura.

Grado de división de reactivos.

Si tenemos reacciones heterogéneas, como por ejemplo un sólido con un gas, las reacciones se efectúan en la superficie de separación entre ambas fases, es decir en la superficie del sólido. Cuanto mayor sea el área (situación que se logra moliendo el sólido), mayor será la velocidad de reacción.

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Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción química sin cambiar el producto final de la misma. A veces la luz o un campo eléctrico externo realizan también una labor catalizadora. Habitualmente los catalizadores se recogen al final de la reacción sin que hayan cambiado, por lo que se necesitan cantidades muy pequeñas, pero con el tiempo experimentan un proceso de desgaste o incluso "envenenamiento" que les hace inservibles, sobre todo cuando trabajan a alta temperatura, ya que se volatilizan lentamente. Un catalizador no puede provocar una reacción que no se pueda realizar por sí misma. Prácticamente hay un catalizador para cada reacción: son específicos de cada una, haciendo que la energía de activación sea menor. La forma de actuar los catalizadores consiste en cambiar el mecanismo de la reacción, proporcionando un camino más simple, por lo que el tiempo de la reacción es menor. Toman parte activa en la reacción, formando compuestos intermedios que se descomponen rápidamente regenerando el catalizador, por lo que éste no se consume. De esta forma, el catalizador cambia el mecanismo de la reacción y hace que ésta transcurra por un camino diferente de menor energía de activación. Los catalizadores que ralentizan las reacciones, aumentando la altura de la barrera de energía, se llaman inhibidores.

Características de los catalizadores 





Los catalizadores aparecen químicamente inalterados al final de la reacción. Una pequeña cantidad de catalizador es suficiente para producir una reacción considerable. Los catalizadores no inician la reacción: sólo aceleran una reacción que se producía lentamente, aumentando la velocidad de reacción de 10 a 1012 veces.

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Los catalizadores afectan a la cinética de la reacción pero no a su termodinámica: cambian la constante de velocidad y la energía de activación, pero no la entalpía ni la entalpía libre de reacción (ΔH y ΔG), ya que son funciones de estado.

Temperatura:

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueve las partículas y por tanto aumentara el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad de reacción se dice de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

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Introducción: Referente al equilibrio químico:

Muchas reacciones químicas tienen lugar disminuyendo la concentración (o la masa) de las sustancias reaccionantes y terminan cuando prácticamente, se ha consumido la sustancia limitante de la reacción. Estas reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, muy frecuentemente, la reacción "se paraliza" permaneciendo en equilibrio una mezcla de productos de reacción y reactivos no consumidos. Se dice entonces, que el proceso es reversible y que hay una evolución en ambos sentidos hasta alcanzar dicho equilibrio, en el cual la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa. Hay reacciones muy lentas y que aparentemente no ocurren, pero las elegidas en esta práctica, transcurren en tiempos muy pequeños y pueden observarse inmediatamente los efectos que el cambio de químicos utilizados como catalizadores, tienen sobre el equilibrio alcanzado. El comportamiento observado responde a un principio general que fue establecido en 1884 independiente y simultáneamente por F. Brauny H. Le Chatelier. El texto tal y como fue enunciado por Le Chatelier establece que "una reacción química que es desplazada del equilibrio por un cambio de las condiciones (concentración, temperatura, presión, volumen) evoluciona hacia un nuevo estado de equilibrio en la dirección en la que, al menos parcialmente, compense el cambio experimentado".

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Referente a la velocidad de reacción:

Esta práctica se centra en el estudio de la velocidad de la reacción química también llamada cinética química o cinética de las reacciones. Las aplicaciones de la cinética de las reacciones son numerosas. En la síntesis industrial de sustancias las velocidades de reacción son tan importantes como las constantes de equilibrio La rapidez o velocidad de una reacción se expresa en términos de la concentración de uno de los reactivos o de los productos involucrados en la reacción general. La rapidez se define como el índice de cambio con el tiempo de la concentración de un reactivo o producto. Al determinar la velocidad de una reacción, lo que se observa experimentalmente es la variación de la concentración de uno o más de los reactivos o de los productos de reacción en función del tiempo. En los experimentos cinéticos se obtiene información sobre las concentraciones de las especies reaccionantes en función del tiempo. La ecuación cinética que gobierna la reacción es una ecuación diferencial que da las velocidades de variación de las concentraciones de las especies que reaccionan. Para obtener las concentraciones frente al tiempo a partir de la ecuación cinética, debe integrarse la misma. Se ha de suponer que la reacción transcurre a temperatura constante, si la T es constante la constante cinética K también lo es; el volumen es constante la reacción es "irreversible", entendiéndose por ello que la reacción inversa apenas tiene lugar. Esto será correcto si la constante de equilibrio es muy grande o si se estudia únicamente la velocidad inicial. Las reacciones se expresan de las siguientes maneras: Reacción de Orden Cero Reacciones de primer orden Reacción de segundo 9

Práctica de equilibrio químico, Cromato-Dicromato

Material y reactivos empleados

Material:     

2 tubos de ensaye 2 pipetas Pasteur 1 gradilla 1 vaso precipitado de 250 ml Pinzas para tubo de ensaye

Reactivos: K2CrO4 K2Cr2O7 NaOH NaCl    

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Desarrollo experimental

Equilibrio cromato-dicromato:

En este apartado se experimentará la posibilidad de desplazar el equilibrio químico comprobando el principio de Le Châtelier, aprovechando que el equilibrio muestra uno u otro color según se encuentre más o menos desplazado hacia la formación de productos o de reactivos. Los iones cromato (amarillo) y dicromato (naranja), que son de distinto color, establecen en disolución acuosa, un equilibrio que es función del pH del medio, según la ecuación: 24

−

 2

+

↔ 2 7

−

  

Cromato de potasio (color amarillo) Procedimiento (a):

a) 2K2CrO4 + 2 HCL = K2CrO7 + 2KCL + H2O

1. Se midió con la pipeta 3 ml de cromato de potasio (K2crO7) 0.5 M para un tubo de ensayo. 11

2. Con ayuda del gotero agregamos 5 gotas de HCL 0.5 M al tubo con la muestra.

3. Se observa cómo cambia la coloración.

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4. Aquí ha reaccionado totalmente. Cambió a color anaranjado el cual nos indica que se ha formado dicromato de potasio (K2Cr2O7).

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Dicromato de potasio (color anaranjado) Procedimiento (b):

b) K2Cr2O7 + 2 NaOH = K2CrO4 + Na2CrO4 + H2O

5. Agregamos después 5 gotas de NAOH.

6. mostrando así la reacción reversible formando cromato de potasio (K2Cr07) y cómo afecta el pH en ésta. 14

7. Aquí se muestra el final del experimento con nuestra reacción elegida siendo reversible totalmente.

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RESULTADOS: Cromato de Potasio: a) 2K2CrO4 + 2 HCL = K2CrO7 + 2KCL + H2O Para la parte (a), quedó demostrado que cuando a los iones cromato (tono amarillo) se acidifican con HCl, la mezcla adquiere una coloración naranja, indicando que el equilibrio se desplaza hacia la derecha, hacia la formación de iones dicromato.

Dicromato de Potasio: b) K2Cr2O7 + 2 NaOH = K2CrO4 + Na2CrO4 + H2O Para la parte (b), quedó evidenciado que cuando los iones dicromato (tono naranja) se alcalinizan con NaOH, la mezcla adquiere una coloración amarilla, indicando que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, hacia la formación de iones cromato.

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Práctica de velocidad de reacción, Decoloración (Reducción) Del Permanganato. “Efecto de la naturaleza de los reactivos” Material y reactivos empleados Material:    

2 tubos de ensaye 2 pipetas pasteur 1 gradilla Pinzas para tubo de ensaye

Reactivos:    

KMnO4 H2So4 Na2C2O4 H2O2

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Desarrollo experimental En las siguientes reacciones se utilizan diferentes reductores para decolorar el permanganato de potasio. Observe cuál de ellos los hace con mayor rapidez bajo las mismas condiciones. Permanganato + peróxido

1. en un tubo de ensayo se le agredo 5 gotas (con gotero) de KMnO4 0.25M (permanganato de potasio). Y agregar 5 gotas de H2SO4 (ácido Sulfúrico) 0.25 M

2. Se agregó H 2O2(peróxido de hidrógeno) agua oxigenada. 18

3. La reacción que ocurre se realiza de la siguiente manera. H2SO4 + KMnO4 + H2O2 → HMnO4 + KSO4 + H2O Esta reacción se obtuvo de una manera más rápida ya que para que ocurra una reacción debe producirse un choque eficaz entre las moléculas de los reactivos. Ya que el peróxido (H2O2) es un agente reductor lo que hace que reaccione más rápido quitándole el color purpura al KMnO4 + H2SO4

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Permanganato de potasio + oxalato de sodio

El ión permanganato MnO4- reacciona con el ión oxalato C2O42- en medio ácido sulfúrico según la reacción global:

La reacción es claramente visible, puesto que la disolución de permanganato es violeta y el ión Mn2+ en disolución diluida es incoloro. Así al mezclar los reactivos se observa el color violeta y con el transcurso del tiempo el color se va desvaneciendo hasta que la mezcla de reacción aparece incolora. Una característica de esta reacción es que se cataliza mediante el ión Mn2+, que es a su vez un producto de la reacción por lo que al proceso se titula como auto-catalítico.

1.

Colocar en un tubo de ensaye 0.5 ml de KMnO4 0.25M.

20

2. Ahora se le adicionan 0.8 ml de H2SO4 0.25M.

3.

Pesar 0.1g de Na2C2O4

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4.

Agregamos el Na2C2O4 a la solución de KMnO4 + H2SO4, al momento de adicionar comenzar a tomar el tiempo.

5. Se puede agitar un poco la solución. 6. Observar que es lo que pasa con el KMnO4 al pasar el tiempo

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7. Resultado final de la reacción, llega a “desteñirse” como en la reacción anterior solo en menor tiempo.

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Resultados: El tiempo que se tomó el H2O2 para decolorar al KMnO4 fue de 4.88 segundos. V_reaccion= Mol/(t(seg)) V=(0.5/1000(mol))/3.88seg=1.28×〖10〗^(-4) Su velocidad de reacción es muy rápida ya que el peróxido actúa de manera espontánea. El tiempo que se tomó el Na2C2O4 para decolorar al KMnO4 fue de 4 min 12 seg. Esta reacción ocurrió un poco lenta Su velocidad de reacción se calcula: V_reaccion=Mol/(t(seg)) mol=M/10000ml V=(0.5/1000(mol))/252seg=1.98×〖10〗^(-6)

Las concentraciones de los reactivos se puede variar en función del tiempo que se desee para el transcurso de la reacción (la reacción puede hacerse durar más de diez minutos), aunque siempre el oxalato debe estar en exceso.

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CONCLUSIONES: Para la reacción de equilibrio Cromato-Dicromato:

Se puede establecer el equilibrio químico de una reacción reversible en el: Cromato de Potasio con HCl y dicromato de Potasio con NaOH. El cromato de Potasio (K2CrO4), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de Potasio (K2Cr2O4), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero.

Para la reacción de decoloració del permanganato:

En el presente informe se demuestra experimentalmente los distintos factores que afecta a la velocidad de reacción. Se puede comprobar la gran dependencia de la velocidad de reacción con el cambio de los reactivos. En general, los reactivos iónicos producen reacciones mucho más rápidas que los compuestos moleculares. Las reacciones entre iones de carga opuesta son mucho más rápidas. Concluyendo que el H2O2, tiene mayor capacidad de reacción con el KMnO4 + H2SO4.

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BIBLIOGRAFÍA:

General:

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Individual:

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Gómez, M.; Matesanz, A.I.; Sánchez, A.; Souza, P. Laboratorio de Química. 2ª ed. Práctica 4. Ed. Ediciones UAM, 2005.

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