Laboratorio de Química Experimental : Práctica 13

ITESM Campus Puebla

Equipo 8 Sesión 12

Integrantes:

Juan Carlos López Medina A01324506

Arturo Tlelo Reyes A01099697

Carla María Barceló Chong A01099195

Iván Eduardo Teáhulos Castillo A01324895

Responsables del laboratorio:

Mtro. Victor Hugo Blanco Lozano

Dr. Isaac Monroy

Cinética y Equilibrio Químico

Objetivo: Determinar que efecto ejercen la temperatura y la concentración en la velocidad de reacción

así como observar que respuesta muestra un sistema que se encuentra en equilibrio ante cambios ocasionados en la concentración, volumen y temperatura. Por último se pretende que el alumno pueda calcular la constante de equilibrio dada en una reacción química.

Introducción:

-La cinética química de las reacciones estudia las velocidades a las que se da una reacción así como los mecanismos que permiten que ésta se lleve a cabo. El proceso mediante el cuál los reactivos se convierten en productos también es parte de la cinética química. La velocidad de reacciones se refiere a la rapidez mediante la cuál la concentración, tanto como del reactivo o del producto, se modifica con el paso del tiempo, ésta dada por la siguiente ecuación:

-La velocidad de formación nos dicen cuánto disminuye nuestra concentración en relación con el tiempo:

-El orden de reacción nos indica el número de partículas de reactivos que interaccionan entre sí para formarnos determinado número de partículas de producto. Éste se define como la suman de los exponentes de las concentraciones que son dados por la ley de velocidad de la reacción, y se determina experimentalmente.

-Las reacciones se pueden ver afectadas por distintos factores, dentro de los cuáles se pueden encontrar reacción:

-->La temperatura que hace que haya una mayor actividad cinética entre las moléculas, dicho comportamiento que tiene la constante de rapidez en relación con la temperatura se puede representar mediante la ecuación de Arrhenius.

k=constante cinética

A=Factor exponencial

Ea= Energía de activación, la cual se da en J/mol.R (Es el mínimo de energía cinética que las moléculas deben sobrepasar para poder iniciar una reacción)

R=Constante universal de los gases (8.314 J(1/(Kmol)))

T=Temperatura total

-Se utiliza la segunda fórmula para poder despejar por linearidad cualquier factor que se necesite.

-El equilibrio químico se ha alcanzado cuándo existe la misma velocidad cinética tanto de forma directa como inversa, ésta se representa como una flecha de doble punta.

(Universidad Pablo de Olavide Sevilla, s.f )(McGraw-Hill de España, s.f)

Experimento 1*

Experimento 1	Agua (ml)	Sol. Vitamina C (ml)	Solución de I₂ (ml)	Volumen total (ml)
Matraz A	62	4	4	70
Experimento 1	Agua (ml)	Peróxido al 3% (ml)	Almidón al 3% (ml)	Volumen total (ml)
Matraz B	60	15	2	77

a) Se agregaron 62 ml de agua al matraz A.
Después se agregaron 4 ml de solución de vitamina C (ácido ascórbico).

b) Se agregaron 4 ml de solución de I₂ al matraz A.

c) Se colocó el matraz A dentro de un vaso de precipitado de 500 ml con 1/3 de agua a temperatura ambiente.

d) Se colocó un termómetro de 110°C dentro del matraz A.

e) Se colocó un agitador magnético dentro del matraz A y se colocó el sistema sobre la mufla de agitación.

f) Se realizó el mismo procedimiento para las sustancias del matraz B, colocando el matraz B en un vaso de 250 ml lleno con 1/3 de agua a temperatura ambiente

g) Se registró la temperatura a la cual se encontraban ambos matraces A y B:

h) Se inició la agitación magnética del matraz A, poniendo en cero el cronómetro.

i) Se agregó el matraz B al A al mismo tiempo que se dejó correr el cronómetro.

j) Se paró el cronómetro cuando se observó el cambio de color.

Tiempo: 45:53 min
Temperatura= 24°C

Discusión:
-Al hacerse la disolución de hidróxido de sodio ésta presentó reacción exotérmica

Experimento 2*

Experimento 2	Agua (ml)	Sol. Vitamina C (ml)	Solución de I₂ (ml)	Volumen total (ml)
Matraz A	62	4	4	70
Experimento 2	Agua (ml)	Peróxido al 3% (ml)	Almidón al 3% (ml)	Volumen total (m)
Matraz B	60	15	2	77

a) Se realizó exactamente el mismo procedimiento para el experimento 2 que el seguido para el experimento 1, pero esta vez con concentraciones diferentes en el matraz A (0.0027 M de vitamina C).

Tiempo: 11:42 min

· A continuación calcula las velocidades iniciales de cada experimento tomando en cuenta la siguiente aproximación.

donde el término t es el tiempo promedio que has medido en tus experiencias.

-En este experimento se utilizo agua de la lleva porque la destilada ya se había terminado
* Las concentraciones de vitamina C variaron.

Experimento 3

· Determinar los tiempos de reacción del experimento 1, controlando la temperatura en un baño María con hielo a una temperatura de 15 °C.

- Se vertieron en el interior de dos matraces Erlenmeyer de 250 ml (A y B) las cantidades descritas para el experimento 1:

Experimento 3	Agua (ml)	Sol. Vitamina C (ml)	Solución de I₂ (ml)	Volumen total (ml)
Matraz A	62	4	4	70
Experimento 3	Agua (ml)	Peróxido al 3% (ml)	Almidón (ml) 0.3%	Volumen total (m)
Matraz B	60	15	2	77

- Se sumergió el matraz A en un vaso de precipitado de 250 ml con agua y hielo, y se sumergió el termómetro dentro de él.

- Se realizó el mismo procedimiento con el matraz B. Se introdujo el termómetro en el baño hasta que la temperatura estuviera estable en ambos matraces (entre 15 y 20°C).

Valor exacto:

Calcule la Ea de la reacción:

* Nota: Bajo qué condiciones experimentales que has adoptado se cumple:

Experimento 4

- Se etiquetaron 4 tubos de ensayo, dos (A y B) se les añadieron 5 ml de dicromato de potasio 1M (naranja) y a los otros dos (C y D) se les añadieron 5 ml de cromato de potasio (amarillo) 1M.

* Uno de cada par (A y C) actuaron como testigo.

- Se agregó sobre la solución amarilla (D) un ml de ácido sulfúrico concentrado (6N) y se agitó ligeramente.

Discusión: La disolución se volvió de color anaranjada siendo al principio amarilla. Se calentó ligeramente, lo que significa que tuvo lugar un reacción exotérmica, la muestra para este experimento fue el tubo C.

- Se agregaron sobre (B) unas gotas de NaOH 6N y se agitó ligeramente.

Discusión: La disolución cambió de color naranja a un color amarillo, se calentó ligeramente lo que indica que tuvo lugar una reacción exotérmica.

* De esta forma, según describe el principio de Le Chatelier, se intercambiaron de color y de producto dos de las cápsulas (B y D) frente a los testigos (A y C).

-Discusión global: ambas reacciones se lograron de forma inmediata.

RESULTADOS:

Determinación del orden de reacción y la energía de activación

Tabla 1 de registro de datos

Experimento 1

Temperatura ambiental de matraces A y B: 24°C

Registro de los tiempos obtenidos

Experimento	Tiempo 1(s)	Tiempo 2(s)	Tiempo 3(s)	t1 Promedio(s)
1	45:53 min7777

Experimento 2

Temperatura ambiente de matraces A y B______________________

Registro de los tiempos obtenidos

Experimento	Tiempo 1(s)	Tiempo 2(s)	Tiempo 3(s)	T2 Promedio(s)

1.- Tomando los experimentos 1 y 2 y suponiendo que v=k[VitaminaC]^x[H₂O₂]^y, obtener el orden de reacción para la vitamina C.

La ley de Arrhenius y la energía de activación

Temperatura del experimento frío a baño María:_________

Registra los tiempos obtenidos (Experimento 3):

Experimento	Tiempo 1(s)	Tiempo 2(s)	Tiempo 3(s)	T3 Promedio(s)

Bajo las condiciones experimentales que has adoptado se cumple:

T1=temperatura Exp1

T3=temperatura Exp3

t1=tiemporeacciónExp1

t3=tiemporeacciónExp3

Calcula entonces la energía de activación haciendo uso de los datos cinéticos a T ambiente (T1) y a la temperatura del baño frío (T3). Expresa el resultado en KJ/mol con dos cifras sinificativas.

R=8.31J/mol K

Ea=__________________

Equilibrio Químico

Balancee la reacción global

2K₂CrO₄+__H₂SO₄-------> K₂SO₄+ K₂Cr₂O₇+ H₂O

	Color Original	Color después de NaOH
Tubo B	Naranja	Amarillo

¿Hacia dónde se desplazó el equilibrio?

	Color Original	Color después de H₂SO₄
Tubo D	Amarillo	Naranja

¿Hacia dónde se desplazó el equilibrio?

CUESTIONARIO

1. Defina los siguientes conceptos

a) Cinética Química: La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas, los factores que la determinan, las leyes que las rigen y teorías que las explican.

b) Velocidad de reacción: Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.

c) Orden global de reacción: En cinética química, el orden de reacción con respecto a cierto reactivo, es definido como la potencia (exponencial) a la cual su término de concentración en la ecuación de tasa es elevado.

d ) Equilibrio Químico: El equilibrio químico es el estado en el que las actividades química o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo.

2.-Menciona 3 factores que afecten la velocidad de reacción:
a)La temperatura: suele afectar de una manera bastante notable a la velocidad de las reacciones químicas. Por lo general, un aumento de la temperatura condiciona un aumento de la velocidad de la reacción.

b) Se puede ver modificada cuando existe la presencia de catalizadores. Un catalizador, es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química, participando en la misma reacción pero sin consumirse, por lo tanto, la cantidad de catalizadores que hay, es mínima, tanto al principio, como al final del proceso.

c)La velocidad de reacción química, puede también depender de la concentración de los reactivos. Se puede comprobar científicamente que la velocidad crece cuando lo hacen las concentraciones de las especies reaccionantes.

3.-En un estudio cinético de la reacción:

2SiO(g) + O₂(g) ----- 2SiO(g)

Se obtuvieron los siguientes datos para las velocidades iniciales de la reacción.

No experimento	Concentraciones iniciales M		Velocidad inicial m/s
	SiO	O2
Exp.1	0.0125	0.0253	0.0281
Exp.2	0.0250	0.0253	0.112
Exp.3	0.025	0.0506	0.0561

A) Obtenga la ley de la velocidad para esta reacción
La ley general de la velocidad de reacción esta dada por v=k·[A]^m · [B]ⁿ
^{Por lo que la ley de velocidad para esta reacción sería}^{v=k·[SiO]^m
· [O2]ⁿ}

B) Obtenga la constante de velocidad para esta reacción
Primero procederemos a sacar "m" con los experimentos 1 y 2. Para ello dividiremos el exp. 1 y 2, como se muestra a continuación.

Ahora procederemos a calcular "n" con los experimentos 2 y 3. Para ello dividimos el exp. 2 entre el 3:

Una vez conocidos "m" y "n", lo sustituimos en cualquiera de las ecuaciones para hallar la constante de velocidad

Referencias:

- Universidad Pablo de Olavide Sevilla . (s.f.). Recuperado el 03 de Marzo de 2013, de https://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/miembros/Web_Sofia/GRUPOS/Tema%206.pdf

- McGraw-Hill Interamericana de España, SL. (s.f.). McGraw Hill Education . Recuperado el 03 de Marzo de 2013, de http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

-A.E. Martell and R.J. Motekaitis, The Determination and Use of Stability Constants, Wiley-VCH, 1992