CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO1. OBJETIVOS En un sistema de un determinado proceso químico, se debe establecer la LEY DE VELOCIDAD. Estudiar la influencia de los diferentes factores sobre el punto de equilibrio de un sistema dado 2. FUNDAMENTO TEORICO Cinética química La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general. La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental. Cinética de reacciones El objetivo de la cinética química es medir las velocidades de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la velocidad de una reacción con variables experimentales. Se sabe de forma experimental que la velocidad de una reacción depende mayormente de la temperatura y las concentraciones de las especies involucradas en la reacción. En las reacciones simples sólo la concentración de los reactivos afecta la velocidad de reacción pero en cuestiones más complejas la velocidad también puede depender de la concentración de uno o más productos. La presencia de un catalizador también afecta la velocidad de reacción; en este caso puede aumentar su velocidad. De los estudios de la velocidad de una reacción y su dependencia con todos estos factores se puede saber mucho acerca de los pasos en detalle para convertir los reactivos a productos. Esto último es el mecanismo de reacción. Las reacciones se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y heterogéneas. Las primeras ocurren en una fase y las segundas en más de una fase. La reacción heterogénea depende del área de una superficie, por ejemplo las de un catalizador sólido. Velocidad de reacción la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Al principio la concentración de reactivos es mayor. Cuanto más partículas existan en un volumen. la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma: Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a: La activación química. esto es. ésta describe cuántas partículas del reactivo reaccionan entre sí. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. la presencia de un catalizador. pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar. más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. para formar una cantidad de partículas del producto. De este modo. “la concentración efectiva”. La velocidad de aparición del producto es igual a la rapidez de la desaparición del reactivo.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. también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre moléculas y la rapidez es mayor. Para una reacción de la forma: . La cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente. es decir. en (mol/l)/s es decir moles/(l*s). (-∆CA) la disminución de la concentración del reactivo en el tiempo ∆t. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo. 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. Esta es la rapidez media de la reacción. Para una reacción de la forma: La ley de la velocidad de formación es la siguiente: Donde VR es la rapidez de reacción. la temperatura.Esto significa. Por ejemplo: La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de éstas nos muestran exactamente cómo ocurre esta reacción. Ea: Energía de activación expresada en J/mol*R . Éste es llamado también orden total de 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. pues el orden depende del reactivo que se analice. que dos partículas Acolisionan con una partícula B. éstas se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia y con más energía. Sin embargo. El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la velocidad de la reacción. 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. Refleja la frecuencia de las colisiones. B. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente con respecto a la temperatura puede ser descrito a través de la ecuación de Arrhenius. C y D. Realmente. Dónde: k: Constante cinética (dependiente de la temperatura) A: Factor pre exponencial o factor de frecuencia. Temperatura Por norma general la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. 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. 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. la probabilidad que cinco partículas colisionen y formen un producto intermedio es baja. El orden de las reacciones se determina experimentalmente. una partícula Cy una partícula D para formar el producto E. Algunas reacciones. Luz La luz es una forma de energía. la rapidez de reacción es mayor. De este modo si consideramos de nuevo hipotéticamente que la velocidad de reacción “v” puede expresarse como v=k[A]n[B]m. Presión En una reacción química. los términos entre corchetes serán las molaridades de los reactivos y los exponentes y coeficientes que. al ser iluminadas.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. por tanto. En general. Esa ecuación.R: Constante universal de los gases su valor es 8. se producen más rápidamente. salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por qué estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. la luz . 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. como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. que es determinada de forma empírica recibe el nombre de ecuación de rapidez. 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. Lo valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción. Para que una reacción. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones. el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Bertholle (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. 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. sólo rebotan al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. las velocidades de reacción directa e inversa tiene que ser iguales. . pero si las moléculas se mueven muy lento. δ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. son iguales. O también. Esta ecuación química con flechas apuntando en ambas direccione es para indicar el equilibrio. S y T son los productos y α. A y B son las especies químicas que reaccionan. 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. tal como: pueda estar en equilibrio.arranca electrones de algunos átomos formando iones. no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. La ley de Arrhenius y la energía de activación Energía de activación En 1988. β. sin embargo. DATOS.REACTIVOS QUÍMICOS Tiosulfato de sodio Acido sulfúrico Cloruro de hierro (III) Tiocionato de potasio Amonio Tiocionato de hierro Cloruro de potasio Acido clorhídrico Nitrato de plomo Yoduro de potasio Peróxido hidrogeno Dióxido de manganoso Oxido férrico Dióxido silícico Sulfato de cobre MATERIALES Buretas 3 Tubos de ensayo 12 Gradilla 1 Pipeta graduada (10ml) 2 Propipeta 1 Varilla de vidrio 1 Vaso precipitado (100ml) 1 Vaso precipitado (50ml) 1 Vaso precipitado (20ml) 1 Termómetro 1 Crisol con mortero 1 Cepillo 1 Espátula 1 Vidrio reloj 1 Eudiómetro 1 Tapón 1 Matraz (20ml) 1 Probetas 1 Soporte universal 1 Piseta 1 Balanza eléctrica 1 4. CÁLCULOS Y RESULTADOS Parte 1 Solución de 0.1 [𝐌] 𝐇𝟐 𝐒𝐎𝟒 (100ml) . 1molH2 SO4 98 gH2 SO4 100gH2 SO4 1 mlH2 SO4 0. 0.8 1 1.6 0. .1l sol. no parte del origen porque la concentración y velocidad tienen valores arriba de cero.92 l/min blanquecino Tubo 2 4 ml 2ml 6ml 71 s Cambia color 3. * ∗ ∗ ∗ 1 l sol 1 mol Na2 S2 O3 1 molNa2 S2 O3 ∗5H2 O 100gNa2 S2 O3 ∗5H2 O = 2.84gH2 SO4 Solución de 0.1 [𝐌] 𝐍𝐚𝟐 𝐒𝟐 𝐎𝟑 (100ml) 0.56 ml H2 SO4 1 l sol 1 mol H2 SO4 95 gH2 SO4 1.* ∗ ∗ ∗ = 0.2 0.38 l/min blanquecino Tubo 3 3 ml 3ml 6ml 89 s Cambia color 2.1L sol.1 molNa2 S2 O3 1 molNa2 S2 O3 ∗5H2 O 248 gNa2 S2 O3 ∗5H2 O 0.89 l/min blanquecino l/min velocidad vs concentracion 8 7 6 5 4 Valores Y 3 Linear (Valores Y) 2 1 0 mol/l 0 0.02 l/min blanquecino Tubo 4 2 ml 4ml 6ml 135 s Cambia color 0.2 Como observamos en el grafico nuestra curva es una pendiente positiva.5gNa2 S2 O3 ∗ 5H2 O 99 gNa2 S2 O3 ∗5H2 O tubos 𝐍𝐚𝟐 𝐒𝟐 𝐎𝟑 𝐇𝟐 𝐎 𝐇𝟐 𝐒𝐎𝟒 tiempo Descripción Velocidad de reaccion Tubo 1 6 ml 0 6ml 52 s Cambia color 6.4 0. PARTE 2 #TUBOS DE ENSAYO TEMPERATURA °C TIEMPO (s) Velocidad de la reacción (ml/min) 1 19 51.66 2 29 29 8.35 (seg) 1. solido. 3. reacción inmediata en la trituración color amarillo.5 15. no hay cambio en la reacción sin triturar 2. PARTE 4 VELOCIDAD DE REACCION DE: SOLIDO: reacción no muy rápida en una elevada espuma POLVO: reacción al instante t = 3.5 4. triturado. cambio de color amarillo vivo .67 ml/min VELOCIDAD VS TEMPERATURA 30 25 20 15 VELOCIDAD VS TEMPERATURA 10 5 0 ºC 0 10 20 30 40 50 60 Entre mayor sea la temperatura incrementa la velocidad.27 3 39 15.48 4 49 9 26. triturado + agua. puede ser afectada por diferentes factores mencionados anteriormente y son utilizados en la vida cotidiana.5 oxigeno total(ml) Volumen de 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 15 oxigeno por minuto (min) volumen(ml) volumen vs tiempo (del oxigeno) 45 40 35 30 25 volumen vs tiempo (del oxigeno) 20 Linear (volumen vs tiempo (del oxigeno)) 15 10 5 tiempo(min) 0 0 5 10 15 20 6.PARTE 6 Volumen de 11 14 18 20 22 24 27 29 31 33 36 37 38 38. En esta practica nos pudimos dar cuenta de que al cambiar los diferentes factores que intervienen en una reacción química como los catalizadores o a la temperatura. En conclusión la cinética química estudia la velocidad de reacción. concentración puede acelerar o reducirla velocidad de una reacción. CONCLUSIONES Como pudimos observar en el experimento. asi que se lograron los objetivos en la practica. . a cuanto mas concentrado este el reactivo. mayor velocidad de reacción química. 66 0. CUESTIONARIO 1. Homogéneos: agua salada. La diferencia radica en al tomar una porción de cada sistema el homogéneo es igual en todas la partes del sistema en cambio el heterogéneo difiere del resto.04 Serie 1 0.De ejemplos de sistemas homogéneos y heterogéneos. ES UNA REACCION QUE VARIA LINEALMENTE 2.¿como cambia la velocidad de reaccion con respecto a la concentracion de las sustancias reaccionantes? Las concentraciones de las sustancias A y B y el tiempo de reasccion se dan en la siguiente tabla. refrescos carbonatados. . tierra.03 Serie 2 0.06 velocidad de reaccion vs concentracion 0. Concentracion de 1 1 1 1 la sustancia A(mol/l) Concentracion de 1 0.05 0. ¿en que se diferencia? Heterogéneos: arena de mar. virutas de hierro y cobre mezcladas.¿que tipo de curva representa la funcion indicada? ¿es necesario quye esta curva pase por el origen de las coordenadas? 0.02 Serie 3 0.33 la sustancia B (mol/l) Tiempoo de 18 27 36 54 reaccion(s) Trace la grafica de la velocidad de reaccion (eje de ordenadas )en funcion de la concentracion (eje de las absisas). Escriba las ecuaciones de las velocidades de las reacciones directas: 2H2 + O2 → 2 H2O V=K[H]2[O] 4NH4 + 5O2 → 4NO2 +4 H2O V=K[NH4]4[O]5 2Mg + O2 → 2MgO V=K[Mg]2[O] 3 .01 0 Categoría 1 Categoría 2 Categoría 3 Categoría 4 Velocidad de reacción en función de la concentración del reactivo B.5 0. Teniendo en cuenta el estado de agregación de las sustancias en el sistema. 5 .en la mitad de tiempo. ¿cuánto más rápidamente se disolverán 1000 cubos de zinc de 1 cm³ cada uno que uno de 1 dm³? V= superficie . Dado el sistema reversible: CO2 + H2 ↔ H2O + CO. Esto es de 20 minutos a 10 minutos 2ª incremento de otros 10ºC doble de velocidad mitad de tiempo. ya que V = e/t. esto es de 10 minutos a 5 minutos Que es lo mismo que decir dividir por 4 el tiempo para que la velocidad se cuadriplique Pues como el espacio recorrido no varía (descomposición de la sal hasta el 90%). establezca la ecuación de equilibrio para las reacciones: CuO + H2 → H2O +Cu [𝐻20] Keq= [𝐻2] CaCO3 → CaO +CO2 [𝐶𝑂2] Keq= 1 6 ¿en que condiciones deber desarrollarse la reacción: N2 + O2 → 2NO -43. es decir.100g de monóxido de carbono. compare si es igual el desplazamiento del equilibrio en dos de estos sistemas se añaden 100 g de vapor de agua y otro . CO2 + H2 ↔ H2O + CO Si se añaden agua y monóxido de carbono a dos sistemas iguales con la reacción mostrada el sistema se inclinara por la formación de hidrogeno y dióxido de carbono para equilibrar las molaridad en función de la constante de equilibrio. en 20 minutos se descompone un 90 %. sabiendo que una sal. al cuatriplicarse la velocidad 2x2V disminuye el tiempo cuatro veces T/4 = V'.4. T' = 20/4 = 5 minutos 8 .Admitiendo que la velocidad de las reacciones se duplica cada 10 °C que aumenta la temperatura y. ¿cuánto habría tardado si se hubiera calentado 20 °C más? si la velocidad se duplica cada incremento de 10 ºC el tiempo disminuye a la mitad. Así cada 10 grados que incrementamos el tiempo de reacción es la mitad con lo que la velocidad aumenta el doble 1ª incremento de 10ºC doble de velocidad mitad de tiempo.Si la velocidad de oxidación del zinc por el ácido clorhídrico es proporcional a su superficie. espacio recorrido por la reacción -cambio o descomposición hasta 90%.2Kcal Debe estar a altas temperatura (para la generación de productos) 7 . 8C0 = 30k → k = ¹/30ln 1/0. Describa aplicando el principio de Le Châtelier como afectará un aumento de presión a estas reacciones: a) H2(g) + Cl2(g) ↔ 2.HCl(g) b) 2. Calcular el tiempo necesario para que la transformación sea del 95%.4*10‾³ min-1 ln C0/0.3] k=0. si la velocidad inicial de formación de C es 5 *1𝟎−𝟒 moles/litroporminuto.V1=[1000cm3*6cm2/1cm3]k=6000k V2=[1000cm37*100cm2/600]=600K La reacción es 100 veces más rápida con los trazos pequeños de Zinc.cuando las concentraciones. experimentalmente se encuentra que la velocidad de formación de C por medio de la reacción: 2A + B → C Es independiente de la concentración de B y que se cuadruplica cuando la concentración de A se duplica: escriba una expresión matemática de la ley de velocidad para esta reacción .22*0.H2O(g) a) No la afecta b) la favorece 10. 9. En una reacción de primer orden se transforma el 20% en 30 minutos.05C0 = 7. ln C0/C = kt ln C0/0.H2(g) + O2(g) ↔ 2.041666 . cual es la constante pacificada la velocidad? a) V=k[A]2[B] b) k=V/[0.4*10‾³min-1 T → t = 402 min 11.8 → k = 7. LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA CINÉTICA QUÍMICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO NOMBRE: Mamani Nina Wilma Yola FECHA: 23 de mayo de 2017 La Paz – Bolivia .