I.
II.
OBJETIVOS:
En un sistema de un determinado proceso proceso químico, se debe establecer la ley de la velocidad.
Estudiar la diferencia de los diferentes es factores sobre el punto de ebullición de un sistema dado.
FUNDAMENTO TEORICO: 1) Velocidad de Reacción Q!"ica La int interac eracci ción ón quím químic icaa de las las sust sustan anci cias as en medi medio o líqu líquid ido o o gaseo gaseosos sos,, ene ene lugar lugar cuando cuando las moléc molécula ulass de esta estass susta sustanci ncias as chocan entre sí. El número de choques depende de l amas que actúa y es prop propor orci cion onal al a la cand andad ad to tottal de molé molécu cula lass por por unid unidad ad de volumen o al número de moles de la sustancia por unidad de volumen concentración molar!. "l cambiar el volumen varía la concentración. concentración. " su ve#, el volumen depende de la presión gases! o del grado de dilución de la disolución líquidos!. $o obstante a una misma concentración, la velocidad de disntas reacciones puede ser diferente, porque depende también de la naturale#a naturale#a química de las sustancias reaccionantes. reaccionantes.
La velocidad de una reacción química química depen depende de de la natu naturale raleza za de las sustancias reaccionantes y es proporcional al producto de sus concentraciones concentra ciones molares molares..
%uando reaccionan dos sustancias " y &, la velocidad de reacción v se calcula por la ecuación siguiente' v k A * B
(onde ), es la constante de velocidad de reacción, y depende de la naturale#a de las sustancias reaccionantes y de la temperatura, A y B son las concentraciones molares de dichas sustancias. *i A + B +, ) es numéricamente igual a la velocidad de reacción. La velocidad de reacción se mide por la variación de la concentración molar por unidad de empo segundo o minuto!. E#e"$lo: litro de disolución - de /cido acéco se me#cla con litro de diso disolu luci ción ón 0 de alco alcoho holl e1li e1licco. (e (ete term rmin inar ar la veloc elocid idad ad de reacción de formación del acetato de elo en el momento inicial. 2%óm 2%ómo o cambi ambiar ar// la veloc elocid idad ad inic inicia iall si ant antes de me# me#clar clar las las disoluciones se diluyen con un volumen igual de agua3 El volumen total de la me#cla de las disoluciones es igual a - litros. Las concentraciones molares son' 4%5 0%6657+ y 4%-58657+.8. la velocidad de reacción se calcula con la ecuación' CH 3COOH C 2 H 5OH CH 3COOC 2 H 5 H 2 O
v k CH 3COOH * C 2 H 5OH 1.5k
(espués de diluir la disolución con una candad igual de agua, el volumen total ser/ de9 litr:os, las concentraciones molares ser/n 4%50%6657+:.8 y 4%-58657+:.;8, respecvamente. Entonces'
v k * 0.5 * 0.75 0.375k
n
ciente que ene esta sustancia en la ecuación estequiometria. &) 'e( de Acción de Maa Las reacciones químicas se clasi>can en dos pos de reacciones? reversibles e irreversibles. *e denominan reacciones reversibles a las las reacc eaccio ione ness que que se desa desarr rro olla llan sim simult ult/nea neament ente en dos dos direcciones contrarias? contrarias? y se denominan reacciones irreversibles a las
reacciones que se desarrollan, pr/ccamente, hasta el >nal en un sola dirección. La candad de reacciones irreversibles es limitada, la mayoría de las reacciones es pr/ccamente reversible. El aspecto general de una reacción reversible es' mA nB pC qD
Las velocidades del proceso directo v e inverso v- se e=presan por las siguientes ecuaciones'
v1
k ' A
v2
k ' ' C
m
*
p
B n
* D
q
(onde 4"7, 4&7, 4%7 y 4(7 son las concentraciones molares de las sustancias correspondientes. En el momento en el que se establece el equilibrio las reacciones directa e inversa no cesan sino que connúan desarroll/ndose en direcciones opuestas con iguales velocidades. *i *1 + * & los términos del miembro derecho de las ecuaciones mencionadas son también iguales, o sea, k ' A
m
*
B n
k ' ' C
p
(e esta ecuación se deduce que' C p * D q k ' ' A m * B n k '
*
D q
La relación de dos constantes es una magnitud también constante.
La constante ,c de equilibrio químico es la relación entre el producto de las concentraciones molares de las sustancias obtenidas en la reacción y el producto de las concentraciones molares de las sustancias iniciales en el momento en que se alcan#a e equilibrio. En la deducción de la constante de equilibrio se suele poner en el denominador de la fracción el producto de las co
ncentraciones molares de las sustancias obtenidas en la reacción. 4 HCl O 2 H O 2Cl
2
2
2
Es necesario escribir la ecuación de la constante de equilibrio del modo siguiente' 2
K c
H O * Cl HCl * O 2
2
2
4
2
%uando se ha establecido el equilibrio en tal sistema, aumentamos la concentración de cloruro de hidrógeno, entonces, disminuir/ el segundo factor del denominador, es decir la magnitud de 46 -7. Esto puede suceder como resultado del despla#amiento del equilibrio de i#quierda a derecha, lo cual lleva a la formación de nuevas candades de agua y cloro. En el nuevo estado de equilibrio
alcan#ado, las concentraciones de las 9 sustancias resultar/n modi>cadas con respecto de las iniciales, pero el valor de A c no cambia.
CO2
Ac+.: a B0C%. (eterminar las concentraciones de todas las sustancias cuando se alcan#a el equilibrio, si las concentraciones iniciales son - para %6 y 0 para 5 -6. La ecuación de equilibrio es' H * CO 1 .0 CO * H O 2
2
2
Se construye la siguiente tabla
%6 5-6 %6- 5%oncentraciones iniciales
-
0
:
:
%andad de moles que han reaccionado
=
=
D
D
$úmero de moles formados
D
D
=
=
=
=
%oncentraciones en el equilibrio
-D= 0D=
Entonces' x 2 (2 x )(3 x )
1.0
(e donde' 5 x x
6
1.2
por consiguiente, cuando se alcan#a el equilibrio tenemos' CO 2 1.2 0.8 M H 2 O 3 1.2 1.8 M H 2 1.2M
En el e@emplo e=aminado, los coe>cientes de todas las sustancias parcipantes son iguales a , y por lo tanto, no ofrece di>cultad en la determinación de las concentraciones en equilibrio. En el sistema en equilibrio' 4 HCl O2
2 H 2 O 2Cl 2
Los coe>cientes no son iguales a y debe tomarse en consideración al determinar las concentraciones molares en equilibrio. *i hasta
que se alcance el equilibrio han reaccionado = moles de 5%l, el número de moles de 6 - que han reaccionado ser/ de 9 veces menor, es decir, =F9 y el número de moles de 5 -6 y %l- formados dos veces menor que el de 5%l, es decir, =F- para cada uno.
-) Velocidad de Reacción en Sie"a /ee0o2neo Las leyes generales e=aminadas anteriormente, son v/lidas para los sistemas homogéneos. En química, se denomina GsistemaH a una parte del espacio ocupado por una sustancia o me#cla de sustancias, aislada del medio que la rodea. GLas partes del sistema que ene las mismas propiedades Isicas, de composición química homogénea y una super>cie de separaciónH, se denominan fases. *on e@emplos de sistemas homogéneos la me#cla de gases, el agua en estado líquido y las soluciones número de fases + !. Los sistemas heterogéneos son los que constan de varias fases.
Las leyes generales que determinan en curso de las reacciones en los sistemas homogéneos, no son v/lidas por completo en los sistemas heterogéneos.
sustancia sólida puede veri>carse tan sólo en la super>cie de separación de las fases, de este modo, la concentración del sólido en su totalidad masa de la fase sólida! no inJuye en la velocidad de reacción. En la reducción del ó=ido ferroso por el hidrógeno' FeO H 2
Fe H 2 O
La velocidad de reacción directa es proporcional a sólo la concentración del hidrógeno, o sea, v+)K45 -7.
%onviene escribir la ecuación de equilibrio de siguiente modo' 3
K i
4
Fe * H O Fe O * H 2
2
3
4
2
riéndolas éstas en la parte derecha de la igualdad y combin/ndolas con la constante A , obtendremos en de>niva, una nueva constante A. Fe O H O K K Fe H 2
i
3
4
2
3
4
2
En los sistemas heterogéneos, la reacción ene lugar en la super>cie de separación de las fases, por lo tanto, cuanto mayor sea la super>cie de contacto, tanto mayor ser/ la velocidad de reacción. 5e aquí, el porqué las sustancias sólidas reaccionan tanto m/s r/pidamente cuanto m/s pequeos sea el tamao de sus par1culas.
3) In4encia de la Te"$e0a0a o50e la Velocidad de Reacción: %on el aumento de la temperatura crece la velocidad de reacción, ya que con la absorción de energía incrementa el número de moléculas acvas y la velocidad de su movimiento? por consiguiente, aumenta el número de impactos por unidad de empo. nal y con v t la velocidad de reacción a temperatura inicial, las relaciones de las velocidades ser/' t 2 t 1
v t
2
v t * 2
10
1
E#e"$lo: 2cómo crece la velocidad de reacción al aumentar la temperatura de :C a ::C%, si por cada :C% de aumento, la velocidad de reacción aumenta - veces3 10010
v100
v10 * 2
10
512 * v10
La velocidad aumenta 8- veces 6) In4encia de la $e07cie de conaco ( aiación o50e la *elocidad de 0eacción: %uando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido la velocidad de reacción depende de la super>cie
e=puesta en la reacción. %uando los sólidos est/n molidos o en granos, aumenta la super>cie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la velocidad es m/s velo#.
Mn e@emplo sería de un )ilo de viruta de madera, que se quema m/s r/pido que un tronco de un )ilo de masa. La agitación es una variante de la super>cie de contacto, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es me#clar ínmamente los reacvos aumentando al super>cie de contacto entre ellos.
N! In4encia de la '8 So50e la Velocidad de Reacción: 5ay reaccionen que en la oscuridad son muy lentas, como por e@emplo, la combinación de hidrógeno con el cloro. La lu# solar acelera la reacción de modo tal, que a la lu# solar directa, al reacción se hace e=plosiva. H 2
Cl 2 2 HCl
lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a parr del agua y el dió=ido de carbono en la fotosíntesis. 6curre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal movo se envasan en recipientes que impidan el paso de la lu#, como por e@emplo, el peró=ido de hidrógeno. 2 H 2 O2
luz 2 H 2O O2
O/pida!
9) De$la8a"ieno del Eili50io Q!"ico:
La dirección del despla#amiento del equilibrio de un sistema al variar la concentración, temperatura o presión, se determina por el principio de Le %hatelier. *i sobre un sistema reversible que se encuentra en equilibrio din/mico se e@erce alguna inJuencia e=terna, el equilibrio se despla#a de tal manera que contrarreste la magnitud de la inJuencia e@ercida. ;) In4encia de la <0eión:
*i las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión. En la >gura anterior se muestra que aumentando la presión de las moléculas de las sustancias reaccionantes se apro=iman entre sí, incrementando la posibilidad de choques entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción. %onsideremos el siguiente sistema en equilibrio' N 2
3 H 2
2 NH 3
2 *11 Kcal
2En qué sendo se despla#ar/ el equilibrio de este sistema al aumentar la presión y disminuir la temperatura3 El volumen de los gases iniciales, $ - P 05 -, es - veces mayor que el volumen del producto, -$5 0.
sistema responder/ con el despla#amiento del equilibrio en el sendo de la disminución del volumen de los gases. La formación de amoníaco va acompaada de desprendimiento de calor P-QAcal!? el proceso inverso, la descomposición del amoníaco, se desarrolla absorbiendo calor D-QAcal!.
H 2
O2
Br 2
2C O2
2 N 2 O 2 *11 Kcal
2 HBr 2 * 8.65 Kcal
2CO 2 * 26.42 Kcal
;) Ca=lii: *e denomina cat/lisis Gal cambio de velocidad de un proceso químico debido a la inJuencia de una sustancia a@ena al sistemaH. La composición o candad de las sustancias permanecen constantes al >nali#ar la reacción. Los catali#adores, es decir, las sustancias que cambian la velocidad de reacción en un proceso químico, pueden ser sustancias sólidas, líquidas o gaseosas. En la cat/lisis homogénea, las sustancias reaccionantes y el catali#ador constuyen un sistema en una sola fase.
sustancias reaccionantes y el catali#ador constuyen un sistema de dos fases. cie de negro de plano, una sustancia sólida. Los catali#adores no causan un precoso químico, sino que cambiando igual la velocidad de los procesos directo e inverso, contribuyen al establecimiento r/pido del equilibrio en el sistema, sin e@ercer ninguna inJuencia en el estado de equilibrio. En la cat/lisis heterogénea pueden reaccionar candades relavamente grandes de sustancias en presencia de grandes candades de catali#ador. En la cat/lisis homogénea, la velocidad de reacción es pr/ccamente proporcional a la candad de catali#ador. La acvidad de los catali#adores y a veces, el car/cter especí>co de su acción dependen en grado considerable de la temperatura. III. E>
Velocidad de 0eacción en ie"a @o"o2neo
Luego en cuatro tubos de ensayo se coloco la solución de osulfato de sodio y agua en candades indicadas en la tabla. *eguidamente en otros cuatro tubos de ensayo se echo N ml de acido sulfúrico de la bureta a cada uno respecvamente.
. %"L%ML6*'
del 5o de ena(o
Vol"en de la olción de Na&S&O"l)
Vol"en de aa "l)
Concen0ación de la olción de Na&S&O- "l)
Tie"$o n"e0o de ol$e del "e0óno"o)
a a b
Velocidad de 0eacción v
1
a
5
N
:
;;
:.:0:
-
9
-
-F0
-9-
:.::9
0
0
0
R
-N-
:.::0B
9
-
9
F0
-;0
:.::0NN
*egún los c/lculos efectuados, los datos de la tabla, especí>camente los de concentración y velocidad de reacción representan la tendencia de la gr/>ca, La reacción que se presenta es la siguiente'
Na2 S 2O3 H 2 SO4 H 2 S 2O3 Na2 SO4 H 2 S 2O3 H 2O SO2 S
1.& RAFICA:
&.
In4encia de la e"$e0a0a o50e la *elocidad de 0ección:
0econoci"ieno del "i"o e in0od#o 3 "l de olción de =cido lH0ico.Una *e8 e0"inado ee $0ocedi"ieno odo eo 5o e lo in0od#o en n *ao de $0eci$iado el cal conen!a aa "i"a e e lle*ó a la @o0nilla el2c0ica.
del 5o de ena(o
Te"$e0a0a del eK$e0i"eno LC)
Tie"$o n"e0o de ol$e del "e0óno"o)
Velocidad de 0eacción v
1
-1
&- )
3-3
-
3&
11&)
;;6
0
6&
)
1
9
-
-)
---
(e la e=perimentación observada y el fundamento teórico se ene que por cada :C% de temperatura que aumenta' la reacción debe duplicar su velocidad. Los resultados obtenidos para las velocidades de reacción obedecen relavamente a esta regla, probablemente debido a que la naturale#a de las sustancias no ofrece este comportamiento. La reacción que se presenta es la siguiente'
Na2 S 2O3 H 2 SO4 H 2 S 2O3 Na2 SO4 H 2 S 2O3 H 2O SO2 S
&.& RAFICA:
-.
Cin2Gca de la deco"$oición del $e0óKido de @id0óeno:
el lo
Luego se colocaron 0 ml de peró=ido de hidrógeno medicinal en un matra# erlenmeyer, luego se agregó la me#cla de ó=ido de hierro y dió=ido de manganeso. El o=ido de hierro se obtuvo de unos alambres pesamos apro=imadamente g del mismo "l instante se colocó el tubo de desprendimiento de gases conectado a la probeta, se registró el volumen de o=ígeno desprendido cada minuto por : minutos después de la aparición de la primera burbu@a
Sinalmente se procedió a llenar la siguiente tabla'
C m. Utotal 6- E=p. ml! E=p.- 8
-C m.
0C m.
9C m.
8C m.
NC m.
;C m.
BC m.
TC m.
:C m.
0
9
8
N
;
B
T
:
B
:
-
0
9
8
N
;
E=p.0 B
T
-:
-
--
-0
-9
-8
-N
-;
U6-Fmin E=p. -
E=p.- 8
0
-
E=p.0
ml!
0. %"L%ML6*'
Viem mi po n! B
0. N
00, 00, 80 B
09, 99
09, B9
0;, 0B, NN 9
0B. NT
0T, 0B
(ato s
-
0
9
9. B
8. 8
;. 8
B. 8
ml ! :
0. 8
;
medi os
(e los datos recolectados en la e=perimentación, se enen valores medio del volumen desprendido de o=ígeno por cada minuto transcurrido, se ene que en el primer minuto hay mayor desprendimiento de o=ígeno, luego este disminuye. Los datos a parr del minuto 0 son obtenidos por el calentamiento de la me#cla. La reacción de descomposición es la siguiente'
H 2 O2 H 2 O
1 2
O2
La
descomposición del peró=ido de hidrógeno es una reacción muy lenta, por eso a parr del 0C minutos se ha acelerado la reacción con la aplicación de calor. %omo se observa, en el primer minuto, en que las concentraciones de los productos son alta, se produce la mayor candad de o=ígeno por minuto, luego la reacción se hace bastante lenta. %uando se aplica calor, se muestra que la tendencia de los minutos 9 a ; es de tendencia potencial, de acuerdo a la regla de la inJuencia de la temperatura sobre la reacción. Luego la reacción decae debido que los reacvos se consumen. *e muestra entonces que la descomposición del peró=ido de hidrógeno es una reacción relavamente violenta, es decir, gran parte de la reacción se da en un instante, mientras que la culminación de ésta toma un empo m/s largo. IV. CONC'USIONES: 1.
Velocidad de 0eacción en ie"a @o"o2neo ANA'ISIS DE 'A RAFICA:
&.
In4encia de la e"$e0a0a o50e la *elocidad de 0eacción:
ANA'ISIS DE 'A RAFICA: -.
Cin2Gca de la deco"$oición del $e0óKido de @id0óeno:
aNA'ISIS DE 'A RAFICA:
V. BIB'IORAFIA:
"rthur Uogel, WMXY%" "$"LXVY%" %M"LYV"VYU"
Srederic) Longo, WMXY%" ZE$EO"L
Ooberto
Ooberto %abada, WMXY%
]orge (omíngue#, WMYY%" ZE$EO"L
M$YUEO*Y("( "6O (E *"$ "$(OE*
S"%MLV"( (E Y$ZE$YEOY" %MO*6 &"*Y%6
DOCEMTE: ING, ROBERTO PARRA AUXILIAR DE DOCENCIA : UNIV.DANTE VILLALBA NOMBRE: !"# $%&!' (')"L"' *'*'!" #"L LC' NOMBRE DEL EXPERIMENTO: CINETICA +% L' $%'CC"!
NÚMERO DEL EXPERIMENTO: 8 FECHA : .
LABORATORIO DE QMC 104
MSA
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LABORATORIO DE QMC 104
MSA
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