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CINETICA QUIMICA Y EQUILIBRIO QUIMICOOBJETIVOS: Estudiar la influencia de los diferentes factores sobre el punto de equilibrio de un sistema dado.  En un sistema de un determinado proceso químico, se debe establecer la Ley de velocidad.MARCO TEORICO:Velocidad de reacción:La rapidez (o velocidad) d...

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CINETICA QUIMICA Y EQUILIBRIO QUIMICO OBJETIVOS:  

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

MARCO TEORICO: 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. 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 ya sea 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). Para una reacción de la forma:

La ley de la velocidad de formación es la siguiente:

Donde VR es la rapidez de reacción, (-∆CA) 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 A colisionan con una partícula B, una partícula C y 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. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben de tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía, llamada energía de activación (Ea). Para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

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 productos y α, β, δ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos

METODICA EXPERIMENTAL: 1) VELOCIDAD DE REACCION EN SISTEMAS HOMOGENEOS:

2) INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION:

3) EQUILIBRIO QUIMICO:

4) VELOCIDAD DE REACCION EN SISTEMAS HETEROGENEOS:

5) INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCION: a) Catálisis Heterogénea

b) Catálisis Homogénea

6) CINETICA DE LA DESCOMPOCISION CATALITICA DEL PEROXIDO DE HIDROGENO:

CALCULOS Y RESULTADOS: 1) VELOCIDAD DE REACCIÓN EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS # del tubo de ensayo

Volumen de la solución de Na2S2O3 [ml] a

1 2 3 4

6 4 3 2

Volumen de agua [ml] b

Concentración de la solución de Na2S2O3 [ml] 𝑎

Tiempo (número de golpes del metrónomo), τ

Velocidad de la reacción 1 𝑣= 𝜏

1 2/3 ½ 1/3

184 [s] 309 [s] 249 [s] 208 [s]

5.435×10-3 3.236×10-3 4.016×10-3 4.808×10-3

𝑎+𝑏

0 2 3 4

¿Qué tipo de curva representara la relación hallada? ¿Pasa esta curva por el origen de las coordenadas? Y si es así, ¿Por qué? 0.006

VELOCIDAD

0.005 0.004 0.003 0.002 0.001 0 0

100

200 TIEMPO

300

400

No pasa por el origen 2) INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN # del tubo de ensayo

Temperatura del experimento [°C]

Tiempo (número de golpes del metrónomo), τ

1 2 3

16,0 16,3 16,8

618 [s] 870 [s] 990 [s]

Velocidad de la reacción 1 𝑣= 𝜏 1.618×10-3 1.149×10-3 1.010×10-3

Exprese gráficamente la influencia que ejerce la temperatura sobre la velocidad de reacción, colocando los valores de la temperatura en el eje de las abscisas y los de la velocidad en el de las ordenadas. La escala cómoda es: 10 grados, 2 cm, la velocidad máxima de reacción, 8 cm.

VELOCIDAD

0.0018 0.0016 0.0014 0.0012 0.001 0.0008 0.0006 0.0004 0.0002 0 15.8

16

16.2

16.4

16.6

16.8

17

TEMPERATURA

¿Cómo influye la temperatura sobre la velocidad de reacción estudiada? ¿Pasa la curva velocidadtemperatura por el origen de coordenadas? La temperatura hace que la velocidad de reacción sea más rápida. La curca no pasa por el origen de coordenadas. 3) EQUILIBRIO QUÍMICO 𝐻2 𝑂 + 𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 𝐾𝑆𝐶𝑁 ↔ 𝐴

(A producto C)

1.- 𝑨 + 𝑭𝒆𝑪𝒍𝟑 Observaciones: cambio de coloración a naranja 2.- 𝑨 + 𝑲𝑺𝑪𝑵 Observaciones: cambio de color un tono más amarillo 3.- 𝑨 + 𝑲𝑪𝒍 Observaciones: cambio de color a amarillo rojizo ¿Cómo se debe cambiar la concentración de la sustancia para desplazar el equilibrio hacia la derecha o hacia la izquierda? Si se aumenta la concentración de uno de los reaccionantes, el equilibrio se desplaza hacia la derecha o hacia el lado de los productos. 4) VELOCIDAD DE REACCIÓN EN SISTEMAS HETEROGÉNEOS Explique el experimento en su conjunto  

Polvo de tiza (triturada) → masa = 0.79 g → Ocurre más rápido la reacción. Tiza entera (solida) → masa = 0.78 g



Se mezcla KI Y Pb(NO3)4 4𝐾𝐼 + 𝑃𝑏(𝑁𝑂3 )4 → 4𝐾𝑁𝑂3 + 𝑃𝑏𝐼4

Cambio de color amarillo 5) INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. a) Catálisis heterogénea :

𝑯𝟐 𝑶𝟐 + 𝑴𝒏𝑶𝟐 → 𝑴𝒏𝑶 + 𝑶𝟐 + 𝑯𝟐 𝑶

b) Catálisis homogénea: 𝟐𝑭𝒆(𝑺𝑪𝑵)𝟑 + 𝟐𝑵𝒂𝟐 𝑺𝟐 𝑶𝟑 → 𝟐𝑭𝒆(𝑺𝑪𝑵)𝟐 + 𝟐𝑵𝒂𝑺𝑪𝑵 + 𝑵𝒂𝟐 𝑺𝟒 𝑶𝟔 ¿Cómo influye la cantidad de catalizador en la velocidad de reacción catalítica homogénea? R.- El catalizador funciona proporcionando un camino de reacción alternativo al producto de reacción. La velocidad de la reacción aumenta a medida que esta ruta alternativa tiene una menor energía de activación que la ruta de reacción no mediada por el catalizador. La dismutación del peróxido de hidrógeno para dar agua y oxígeno es una reacción que está fuertemente afectada por los catalizadores. 6) CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDROGENO. Tiempo Volumen total de O2 [ml] Volumen total de O2 por minuto [ml]

Exp. 1

1° min 1.9

2° min 2.4

3° min 2.5

4° min 2.3

5° min 1.7

6° min 4

7° min 2.8

8° min 0.6

9° min 2.5

Exp. 2

2.6

3.5

3.1

0

3.2

2.8

3.5

2.9

2.1

2.25

2.95

2.8

1.15

2.45

3.4

3.15

1.75

2.3

Exp. 1 Exp. 2 Datos medios

INTERPRETACION DE RESULTADOS: 1) VELOCIDAD DE REACCIÓN EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS En el experimento 1 a partir del minuto 1 empieza a aparecer un color blanquecino. 2) INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN En el experimento 2 se pudo observar que la temperatura influye en la velocidad de reacción hace que sea más rápida. La importancia que tiene la temperatura al realizar la práctica del experimento. 3) EQUILIBRIO QUÍMICO En el experimento 3 las reacciones que realizábamos tuvieron cambio de coloración entre naranjado, amarillo y amarillo rojizo.

4) VELOCIDAD DE REACCIÓN EN SISTEMAS HETEROGÉNEOS En el experimento 4 el polvo de tiza (triturada) → masa = 0.79 g → Ocurre más rápido la reacción que en la tiza entera (solida) → masa = 0.78 g Se mezcla KI Y Pb(NO3)4, cambio de color amarillo 5) INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. En el experimento 5. El catalizador funciona proporcionando un camino de reacción alternativo al producto de reacción 6) CINÉTICA DE LA DESCOMPOSICIÓN CATALÍTICA DEL PERÓXIDO DE HIDROGENO. En el experimento 6. El peróxido de hidrógeno (H2O2) es un líquido inestable que se descompone en oxígeno y agua con liberación de calor. Aunque no es inflamable, es un potente agente oxidante que puede causar combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica.

CONCLUSIONES: A lo largo de la práctica se trabajó con el concepto de equilibrio químico y con todos aquellos factores acerca de la velocidad de reacción que se deben medir y analizar para comprender mejor el proceso que se está llevando a cabo durante la misma. A su vez, el trabajo experimental realizado durante el laboratorio también ayudó a entender y discernir acerca del cálculo de la constante de equilibrio y su efecto en el desarrollo de las reacciones químicas. A través de la práctica, se pudo observar y analizar los cambios de color ocurridos en las reacciones que se estuvieron trabajando y el tiempo en que ocurrían los mismos. Asimismo, se logró comprobar el efecto que la concentración y la temperatura pueden tener en la velocidad de la reacción, y observando los cambios ocurrentes en un sistema en equilibrio ante variaciones de concentración y temperatura. CUESTIONARIO: 1) ¿Cómo cambia la velocidad de reacción con respecto a la concentración de las sustancias reaccionantes? Las concentraciones de las sustancias A y B y el tiempo de reacción se dan en la siguiente tabla: Concentración de la sustancia A [mol/l] Concentración de la sustancia B [mol/l] Tiempo de la reacción [s] Velocidad (1/s)

1

1

1

1

1

0,66

0,5

0,33

18

27

36

54

0,0555

0,53704

0,2778

0,0185

Trace la gráfica de la velocidad de reacción (eje de coordenadas) en función de la concentración (eje de las abscisas). ¿Qué tipo de curva representa la función indicada? ¿Es necesario que esta curva pase por el origen de las coordenadas?

2) Escriba las ecuaciones de las velocidades de las reacciones directas: 2𝐻2 + 𝑂2 → 2𝐻2 𝑂 4𝑁𝐻3 + 5𝑂2 → 4𝑁𝑂 + 6𝐻2 𝑂 2𝑀𝑔 + 𝑂2 → 2𝑀𝑔𝑂 3) De ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos. ¿En qué se diferencian? SISTEMA HOMOGÉNEO: Posee idénticas propiedades físicas en toda su extensión debido a que sus constituyentes, por su composición y estructura interna, se encuentran uniformemente mezclados entre sí. No se distinguen fases; Por ejemplo: el aire, el alcohol mezclado con agua o una porción de sal disuelta en agua. UN SISTEMA HETEROGÉNEO: no es uniforme. Presenta porciones con ciertas propiedades físicas distintas, porciones limitadas por fases que difieren por su composición y estructura interna; por ejemplo: Lodo, conjunto agua-aceite, nube de polvo, mezcla de hierro, arena, agua y hielo. 4) Dado el sistema reversible: 𝑪𝑶𝟐 + 𝑯𝟐 ↔ 𝑯𝟐 𝑶 + 𝑪𝑶 ; 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. R.- En ambos sistemas en la adición de vapor de agua y monóxido de carbono en estado gaseoso ambos, esta adición no altera el desplazamiento del equilibrio por lo cual el desplazamiento será igual para ambos. 5) Teniendo en cuenta el estado de agregación de las sustancias en el sistema, establezca la ecuación de equilibrio para las reacciones: 𝑪𝒖𝑶(𝒔) + 𝑯𝟐(𝒈) ↔ 𝑯𝟐 𝑶(𝒍) + 𝑪𝒖(𝒔)

Para este caso el sistema de equilibrio se establece cuando el hidrogeno gaseoso reacciona y el CuO en estado sólido se descompone, para dar como productos agua y cobre 𝑪𝒂𝑪𝑶𝟑 ↔ 𝑪𝒂𝑶 + 𝑪𝑶𝟐 Para esta ecuación de equilibrio en el lado de los reactivos existe formación de dióxido de carbono donde este aumenta la presión. 𝑲𝒄 = (𝑪𝑶𝟐 ) 6) ¿En qué condiciones debe desarrollarse la reacción: 𝑵𝟐 + 𝑶𝟐 ↔ 𝟐𝑵𝑶

− 𝟒𝟑. 𝟐 𝑲𝑪𝒂𝒍

Si se desea obtener el máximo rendimiento de óxido nítrico? Utilice el Principio de Le Chatelier. R.- Se debe de tener mayor cantidad de reactivos para de sesta forma obtener mayor cantidad de óxido nítrico, para un buen rendimiento ya que es una reacción exotérmica por lo cual se debe disminuir la temperatura para así obtener aumento en la constante de equilibrio, donde la constante de equilibrio implica si se tiene un valor alto de K cou. Se tendrá un mayor desplazamiento hacia los productos y con ello un máximo rendimiento para la obtención de óxido nítrico. 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? DATOS: 𝟎, 𝟗 −𝟒 = 𝟑. 𝟕𝟓 × 𝟏𝟎 𝑽= 𝟏𝟐𝟎𝟎 × 𝟐 10°C→20°C 𝟎, 𝟗 𝟎, 𝟗 20 (min) → 90 % →𝒕= = 𝟔𝟎𝟎(𝒔) 𝟒𝑽 = 𝒕 𝟒 × 𝟑, 𝟕𝟓 × 𝟏𝟎−𝟒 20°C→ 4V 8) Si la velocidad de oxidación del zinc por el ácido clorhídrico es proporcional a su superficie, ¿Cuánto más rápidamente se disolverá 1000 cubos de zinc de 1 cm3 cada uno que uno de 1 dm3? 1000 → 1 ml X → 1 (10)6 ml

entonces: X = 109 cubos de zinc

9) Describa aplicando el principio de Le Chatelier como afectara un aumento de presión a estas reacciones: 𝒂) 𝑯𝟐 (𝒈) + 𝑪𝒍𝟐 (𝒈) ↔ 𝟐𝑯𝑪𝒍(𝒈) El aumento de presión en eta reacción afectara de modo que si aumento la presión el equilibrio se desplazara donde exista menor cantidad de moles, en este caso el sentido del equilibrio no se desplazara a ningún lado ya que en ambos se tiene la misma cantidad de moles presentes en la reacción. 𝒃) 𝟐𝑯𝟐 (𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) ↔ 𝟐𝑯𝟐 𝑶(𝒈)

En este caso si aumento la presión el equilibrio se desplazara hacia los productos ya que se tiene menor cantidad de moles presentes en la reacción química. 10) En una reacción de primer orden se transformara el 20 % en 30 minutos. Calcular el tiempo necesario para que la transformación sea del 95 %. 30 min. → 20% X → 95%

entonces: t = 142.5 (min) para un 95% de transformacion

11) Experimentalmente se encu...