lunes, 16 de agosto de 2010

Cinética de reacciones químicas:

  1. Resumen
  2. Objetivos
  3. Introducción
  4. Velocidad de Reacción
  5. Principio De Le Chátelier
  6. Influencia del cambio de temperatura
  7. Influencia del cambio de concentración.
  8. Influencia del cambio de presión
  9. Teoría de Arrhenius sobre las velocidades de reacción
  10. La teoría de Colisión de las velocidades de reacción
  11. Catálisis
  12. Desarrollo de la Práctica de Cinética
  13. Cálculos y Resultados del Experimento
  14. Análisis de Resultados
  15. Conclusiones
  16. Cuestionario
  17. Anexo 1: Medida del Calor
  18. Bibliografía

Resumen

En esta practica se trata de observar el efecto que tiene sobre la velocidad de reacción, cada uno de los factores de superficie de contacto, concentración y temperatura; explicar el efecto de que produce un catalizador en una reacción química así como determinar la energía de activación. En el experimento de superficie de contacto se toman los tiempos de reacción de una pastilla efervescente entera, a la mitad, en cuartos y pulverizada; mientras que en el experimento de concentraciones se obtuvo V media = -3.58*10-3; en el tercer experimento por otro lado se obtuvo una m = 8534.38 y b = -21.53 y una Ea=16987.81 cal; y por ultimo se miden los tiempos de reacción con el efecto de un catalizador.

Objetivos generales

  1. Observar el efecto que tiene sobre la velocidad de reacción, cada uno de los factores siguientes: superficie de contacto, concentración y temperatura.
  2. Explicar el efecto que produce la presencia de un catalizador en una reacción química.
  3. Determinar el valor de la energía de activación para una reacción.

OBJETIVOS PARTICULARES

  1. Poder manejar una pipeta casi a la perfección.
  2. Saber cuando se requiere utilizar la cámara de absorción.

Introducción

CINÉTICA QUÍMICA.

Es aquella rama de la físico-química que estudia la velocidad de las reacciones y sus mecanismos. La cinética complementa a la termodinámica al proporcionar información de la velocidad y mecanismos de transformación de reactivos en productos. La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias, temperatura y concentración de los reactivos. Un incremento de temperatura produce casi invariablemente un aumento de velocidad; el aumento de la concentración inicial origina una aceleración en la velocidad.

Velocidad de Reacción

La velocidad de una reacción química es aquélla a la que las concentraciones de las sustancias reaccionantes varían con el tiempo, es decir, -dC/dt, donde C es la concentración del reactivo y t el tiempo. El signo menos usado indica que la concentración disminuye con el tiempo. Esta dependencia viene dada por la ley de acción de masas, que se expresa de la forma siguiente: la velocidad de una reacción en cada instante es proporcional a la concentración de los reactivos con cada concentración elevada a una potencia igual al numero de moléculas de cada especie participe en el proceso. Así, por ejemplo:

Para ver el gráfico seleccione la opción "Descargar" del menú superior

La velocidad de una reacción se suele expresar en términos del numero de moles de reactivo transformada en un volumen unitario y por unidad de tiempo. También en función de la velocidad de formación de un producto.

Principio De Le Chátelier

Una reacción reversible en equilibrio mantendrá esta condición indefinidamente a menos que la perturben cambios provenientes del exterior. Entre estos cambios podríamos mencionar la adición o eliminación de calor, la adición o eliminación de un reactivo o de un producto y cambio de presión. El efecto de cambiar los diversos factores que se indican arriba se incluye en un principio muy general, llamado principio de Le Châtelier, dice que cuando un sistema esta en equilibrio, el cambio de cualquiera de los factores de los que depende el equilibrio hará que se desplace el equilibrio, de manera que se disminuya el efecto del cambio.

Influencia del cambio de temperatura

Si una reacción es endotérmica, al calentar el sistema en equilibrio se causara un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha con la formación consiguiente de mas productos y, por lo tanta, un aumento en el valor de la constante de equilibrio. Si la reacción es exotérmica, la aplicación de calor hará que el equilibrio se desplace hacia la izquierda.

El cambio de la constante de equilibrio al cambiar la temperatura se puede considerar también desde un punto de vista cuantitativo. Se ha encontrado que en muchos casos se obtiene la línea recta si se representa gráficamente el logaritmo de la constante de equilibrio en función de la reciproca de la temperatura absoluta. Con la pendiente de esa línea se puede calcular un valor muy cercano al valor promedio del calor de reacción para el margen de temperaturas en estudio. Las expresiones matemáticas de esta relación son:

log Kp = - D H + I

2.303RT

log (Kp)2 = D H (1/T1 – 1/T2) = D H ( T2 – T1 / T2T1)

(Kp)1 2.303R 2.303 R

Influencia del cambio de concentración.

Para ver el gráfico seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Si se considera la reacción hipotética A + B C + D a temperatura constante, en el equilibrio habrá valores definidos de las concentraciones de A, B, C y D. La adición de A o de B, o de ambos, hace que la velocidad de la reacción hacia la derecha sea mayor que la velocidad de reacción inversa. El equilibrio se puede reestablecer únicamente si se disminuyen las concentraciones de A y B y se aumentan las de C y D. De este modo las velocidades de reacción opuestas se hacen iguales en la nueva posición de equilibrio.

Influencia del cambio de presión

Un aumento en la presión de una reacción en la que haya uno o varios gases presentes hará que el equilibrio se desplace en la dirección que resulte en una disminución del volumen. En efecto el cambio de presión es en realidad un caso especial del cambio de concentración. Supongamos que se impone una presión externa sobre un sistema nitrógeno-hidrogeno-amoniaco en equilibrio. A temperatura constante, el volumen disminuirá, con lo que se aumenta la concentración de los tres gases . esto altera las velocidades de la reacción hacia la derecha y de la reacción hacia la izquierda en forma diferente, ya que hay cuatro moléculas de nitrógeno e hidrógeno y solamente dos de amoniaco. Las dos velocidades se igualan nuevamente mediante una disminución de las concentraciones de nitrógeno e hidrógeno y un aumento en la concentración del amoniaco.

Teoría de Arrhenius sobre las velocidades de reacción

Las reacciones rápidas tienen valores bajos de Ea, y la reacciones lentas, valores elevados de Ea. Esta conclusión condujo a Arrhenius a proponer que las reacciones tenían lugar como resultado de colisiones entre las moléculas. Razonó que no todas las colisiones producen una reacción y que solo las moléculas que adquieren suficiente energía de activación pueden reaccionar para formar productos. Demostró que la fracción de las moléculas que tienen energía Ea, a la temperatura T, esta dada por al ecuación de Boltzmann,

nEa

____ = e- Ea / RT

nT

en donde nEa es el numero de moléculas activadas por unidad de volumen, o sea, el numero que tiene la energía de activación necesaria para reaccionar.

La teoría de Colisión de las velocidades de reacción

La teoría de las colisiones deja margen para el hecho de que no todas, de las muchas colisiones que se producen, tendrán energía suficiente para causar la ruptura y la redistribución de enlaces en el momento del choque y, por tanto, conducirán a la formación de productos. La teoría de la colisión toma en consideración otro requisito importante para que un choque sea efectivo y provoque una reacción.

Catálisis

Criterio de catálisis. El proceso de alteración de la velocidad de una reacción se llama catálisis. si el catalizador y los reactivos forman una sola fase, el proceso se conoce como catálisis homogénea. Si el catalizador constituye una fase distinta, el proceso se llama catálisis heterogénea. El catalizador en si puede ser un sólido, un gas o un líquido, pero cualquiera que sea el tipo de reacción y cualquiera que sea la naturaleza del catalizador, en todo proceso catalítico, se encuentran las características siguientes:

  1. El catalizador no se altera durante la reacción química.
  2. El catalizador no afecta la posición del equilibrio en una reacción reversible.
  3. El catalizador no realiza la reacción.
  4. Solo se requiere una pequeña cantidad del catalizador.

Promotores e inhibidores. Muchas sustancias afectan la eficiencia de un catalizador. Las sustancias que tienen este efecto se conocen como venenos catalíticos. Otras sustancias llamadas inhibidores, nada mas disminuyen o retardan la actividad catalítica; algunas otras llamadas promotores, aumentan la actividad catalítica cuando se agregan al sistema que contiene el catalizador.

Enzimas. Las enzimas son compuestos orgánicos producidos por células vivas. Al igual que todos los catalizadores, las enzimas no influyen la condición final de equilibrio, sino que sirven únicamente para aumentar o disminuir el tiempo necesario para el establecimiento del estado final de equilibrio.

Desarrollo de la Práctica de Cinética

Para ver el gráfico seleccione la opción "Descargar" del menú superior

Material y Equipo a Utilizar

8 Tubos de ensayo

1 gradilla de madera

1 probeta de 100 ml.

5 vasos de precipitados de 100 ml.

1 soporte universal con anillo

1 tela de alambre con asbesto

1 mechero Bunsen

2 pinzas para tubo de ensayo

1 termómetro (-10 a 110 ° C)

1 pipeta graduada de 10 ml.

1 cronometro

1 mortero con pistilo

1 agitador de vidrio

Sustancia peligrosas y no Peligrosas

Sol´n 0.25 M de H2SO4

Sol´n 0.0025 M de KmnO4

Sol´n 0.0025 M de C2H2O4

Sol´n 0.045 M de MnSO4

Sol´n 0.0025, 0.005, 0.01, 0.02 y 0.04 N de KIO3

3 tabletas efervescentes.

Cálculos y Resultados del Experimento

1. Modificación de una superficie de contacto.

PASTILLA

TIEMPO (seg.)

Entera

43.50

Mitad

39.72

Cuartos

34.85

Pulverizada

23.19

2. Efecto de concentración.

Equipo

Concentración

KIO3

Concentración

NaHSO3

Tiempo de reacción

(seg.)

1

0.0025 N

0.01 N

1099

2

0.005 N

0.01 N

389

3

0.01 N

0.01 N

168

4

0.02 N

0.01 N

96

5

0.04 N

0.01 N

48

V media = y2 – y1 = [ ]2 –[ ]1 = 0.0025 – 0.04 =0.0375

X2 –X3 q 2 - q 1 1094 – 48 1046

V media = -3.58*10-3

3. Efecto de la concentración sin catalizador.

Equipo

Vol. C2H2O4

( mL )

Vol.

KMnO4

( mL )

Vol.

H2SO4

( mL )

Temp.

° C

Tiempo

( seg. )

Temp.

° K

1/° K

ln t

1

9

2

1

50

160

323

1/323

0.02

2

9

2

1

40

256.5

313

1/313

0.025

3

9

2

1

30

510

303

1/303

0.033

4

9

2

1

35

404.5

308

1/308

0.028

5

9

2

1

24

195.1

297

1/297

0.041

Por mínimos cuadrados obtenemos:

m = 8534.38

b = - 21.53

ln t =8534.38 – 21.53

T

m = D Ea

R

D Ea = m R = 8534.38 (1.987 cal / mol) = 16957.81 cal

4. Efecto de la concentración con catalizador.

Equipo

Vol. C2H2O4

( mL )

Vol.

KMnO4

( mL )

Vol.

H2SO4

( mL )

Temp.

° C

Tiempo

( seg. )

Temp.

° K

1/° K

Ln t

1

9

2

1

50

12.84

323

1/323

2.55

2

9

2

1

40

18

313

1/313

2.89

3

9

2

1

30

34

303

1/303

3.48

4

9

2

1

35

32.5

308

1/308

3.53

5

9

2

1

24

63.5

297

1/297

4.15

Análisis de Resultados

Los cálculos obtenidos en esta practica fueron los suficientes y adecuados para poder ver desde un punto de vista experimental que es lo que pasa con la velocidad de reacción al cambiar los factores de temperatura, concentración y superficie de contacto. Se obtuvieron resultados con los datos de temperatura los cuales fueron energía de activación de 16957.81 cal con una pendiente de 8534.38 y ordenada al origen de –21.53 así como una velocidad media en concentración de 3.58 * 10-5 .

Conclusiones

En esta practica nos pudimos dar cuenta de que al cambiar los diferentes factores que intervienen en una reacción química como los catalizadores o la temperatura , concentración y superficie de contacto se puede acelerar o reducir la velocidad de una reacción, así que se lograron los objetivos establecidos en la practica con un aprendizaje muy favorable para nuestra formación.

Cuestionario

1) ¿Que diferencia hay entre la " velocidad de reacción " y " tiempo de reacción "

La velocidad de reacción es el tiempo que se tarda la reacción en producir productos, mientras que el tiempo de reacción es el tiempo que tarda en producirse la reacción y su unidad es el segundo.

2) Represente gráficamente la variación de la concentración con el tiempo.

En el área de cálculos.

3) Determinar gráficamente la velocidad media de la reacción en el exp. No. 2

En el área de cálculos.

4) Explique con base en lo que establece la teoría de las colisiones, el efecto que se produce al aumentar la concentración y temperatura en una reacción química.

Según la teoría de las colisiones al aumentar la concentración y la temperatura se tendrá la energía suficiente para hacer reaccionar los reactivos en una reacción química.

5) Construir una grafica de ln tiempo vs. 1/T, donde T esté en Kelvin.

En el área de cálculos.

6) Calcular el valor de la energía de activación (Ea) para la reacción llevada a cabo en el exp. No. 3 (efecto de la temperatura)

En el área de cálculos.

7) ¿Cómo actúa un catalizador? Explique en términos de energía de activación.

Altera la velocidad de la reacción dando o quitando energía al sistema para acelerar o reducir la reacción.

8) ¿Qué importancia tiene desde el punto de vista industrial el conocer los factores que modifican la velocidad de un proceso de transformación química?

ANEXO 1: MEDIDA DEL CALOR

De acuerdo con el principio de conservación de energía, suponiendo que no existen perdidas, cuando dos cuerpos a diferentes temperaturas se ponen en contacto, el calor tomado por uno de ellos ha de ser igual en cantidad al calor cedido por el otro. Para todo proceso de transferencia calorífica que se realice entre dos cuerpos puede escribirse entonces la ecuación:

En donde el signo (–) indica que en un cuerpo el calor se cede, mientras que en el otro se toma. Recurriendo a la ecuación calorimétrica, la igualdad anterior puede escribirse de la forma:

donde el subíndice 1 hace referencia al cuerpo frío y el subíndice 2 al caliente. La temperatura Te en el equilibrio será superior a T1 e inferior a T2.

La anterior ecuación indica que si se conocen los valores del calor específico, midiendo temperaturas y masas, es posible determinar cantidades de calor. El aparato que se utiliza para ello se denomina calorímetro. Un calorímetro ordinario consta de un recipiente de vidrio aislado térmicamente del exterior por un material apropiado. Una tapa cierra el conjunto y dos pequeños orificios realzados sobre ella dan paso al termómetro y al agitador, los cuales se sumergen en un líquido llamado calorimétrico, que es generalmente agua.

Cuando un cuerpo a diferente temperatura que la del agua se sumerge en ella y se cierra el calorímetro, se produce una cesión de calor entre ambos hasta que se alcanza el equilibrio térmico. El termómetro permite leer las temperaturas inicial y final del agua y con un ligero movimiento del agitador se consigue una temperatura uniforme. Conociendo el calor específico y la masa del agua utilizada, mediante la ecuación calorimétrica se puede determinar la cantidad de calor cedida o absorbida por el agua.

En este tipo de medidas han de tomarse las debidas precauciones para que el intercambio de calor en el calorímetro se realice en condiciones de suficiente aislamiento térmico. Si las perdidas son considerables no será posible aplicar la ecuación de conservación Q1 = - Q2 y si ésta se utiliza los resultados estarán afectados de un importante error.

Equivalente en un Calorímetro

Cuando un cuerpo se sumerge en el líquido de un calorímetro, una cierta cantidad de calor se cede al calorímetro o se toma de él. Es decir, además del agua, la parte interna del calorímetro como recipiente junto con sus elementos sumergidos tales como el termómetro y el agitador, también se enfrían o se calientan en el proceso de transferencia de calor que tiene lugar en su interior. La participación del calorímetro en este proceso se valora mediante el llamado equivalente en agua e. Se define como la masa de agua que tomaría o cedería la misma cantidad de calor que el calorímetro en iguales condiciones de temperatura. Cada calorímetro tiene su equivalente en agua que debe determinarse previamente a ser utilizado.

Con el propósito de reducir el error experimental en la utilización de la ecuación calorimétrica correspondiente al agua, debe considerarse la masa de ésta aumentada en una cantidad igual al equivalente e del calorímetro utilizado, lo que equivale a tomar el conjunto (agua + calorímetro) como un todo único a efectos de transferencia de calor en su interior. En tal caso la expresión del calor referida al calorímetro tomará la forma:

siendo T la temperatura del equilibrio.

La determinación experimental de e puede hacerse empleando un cuerpo o sustancia cuya masa, calor específico y temperatura inicial son conocidas y situándolo en el interior del calorímetro cuyo equivalente e se desea determinar. En el equilibrio se cumplirá:

es decir:

ecuación cuya única incógnita es que e puede ser despejada y, por tanto, determinado su valor. Si el cuerpo o sustancia elegida es también agua, los cálculos su pueden simplificar bastante.

Bibliografía:

www.google.com.mx

www.gestiopolis.com

www.monografias.com

www.ilustrados.com


Alumna: Camila Curbelo

No hay comentarios:

Publicar un comentario en la entrada