“AÑODE LA CONSOLIDACIÓN ECONÓMICA Y SOCIAL DEL PERÚ” UNIVERSIDAD NACIONAL SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO FACULTAD DE INGENIERIA DE MINAS GEOLOGIA Y METALURGIA ESCUELA Minas : Ing. De CURSO General II : Química PRACTICA : 07 TEMA : Cinética II DOCENTE : Ing. DOMINGUEZ FLORES Antonio INTEGRANTES FLORES Yetson : CHÁVEZ CHECYA ARIZA Ivan FERNANDEZ SANCHEZ William GUERRERO NEYRA Jeferson HUAYTA VELASQUEZ Noyma ROMERO BEDON Rhenzo TAIPE ESPINOZA Manuel TOLEDO CADILLO Mario INTRODUCCIÓN: La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes. Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir las reacciones químicas. La experiencia nos dice que hay reacciones más rápidas que otras, debido a este fenómeno, debemos comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad. Por ejemplo: ¿Que determina la rapidez con que se oxida el acero? ¿Que determina la rapidez con que se quema el combustible de un motor de un automóvil? El área de la química que estudia la velocidad o rapidez con que ocurren las reacciones químicas se denomina cinética química. Veremos que la velocidad de las reacciones químicas está afectada por varios factores, es decir, factores que influyen en la velocidad de dichas reacciones. FUNDAMENTO TEORICO: LA CINÉTICA QUÍMICA: Es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). 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, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las 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, bien 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 rapidez de formación es la siguiente: vR es la rapidez de la reacción, ( − ΔcA) la disminución de la concentración del producto A en el tiempo Δt. Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos hasta que estas reaccionan. La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma: FACTORES QUE AFECTAN A LA RAPIDEZ 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 contactos 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. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius K = Aexp( − EA / RT) donde K es la constante de la rapidez, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados. Estado Físico de los Reactivos: Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso. No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases. Presencia de un catalizador: Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores. Concentración de los reactivos: La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión. 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 la reacción hipotética la rapidez de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son 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. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción. Hay casos en que la rapidez de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gassólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador. Presión: En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a disminuir y la reacción se va a volver más lenta. Excepto en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción. DETALLES EXPERIMENTALES: MATERIALES Y REACTIVOS: - Soporte universal Abrazadera Anillo Pera de vidrio Tubo de goma Matraz de 250 mL Tubo neumométrico de 50 mL Cronómetro 3 papeles milimetrados Kl al 0.1 M H202 al 3% PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: 1. Arme el equipo q se muestra en la figura. 2. Agregue 10 ml de KI 0.1M y 15 ML de agua destilada al matraz y agite, luego 5 ml de H2O2 al 3% y rápidamente coloque el tapón. - Un estudiante debe mantener la agitación del matraz, tan vigorosa como sea posible a través de todo el experimento. Otro estudiante deberá observar el volumen del oxigeno desprendido a varios intervalos de tiempo. La primera primera lectura de tiempo se tomara cuando se hayan desprendido 2 ml de oxigeno. - Antes de hacer las lecturas se debe tener cuidado al igualar los niveles de agua en el tubo neumometrico y en la pera de nivel, manipulando convenientemente esta última a fin de que las lecturas sean tomadas a presión constante. - Registre el tiempo exacto en el cual se hace la lectura. - Hacer unas seis lecturas, tratando de tomarlas en intervalos de 2 ml. 3. Enjuagar bien el matraz y el tapón con agua destilada, y repetir el experimento partiendo de 10 ml de KI 0.1 M, 10 ml de agua destilada y 10 ml de H2O2 al 3%. 4. Enjuagar nuevamente el matraz y el tapón con agua destilada y repetir el experimento partiendo de 20 ml de KI 0.1 M, 5 ml de agua destilada y 5ml de H2O2 al 3%. 5. En el papel milimetrado grafique el volumen de oxigeno desprendido versus tiempo, para cada uno de los pasos: 2, 3y 4. - Determine la velocidad inicial en cada caso, midiendo la pendiente de la curva. - Determine los valores de n, m y k, usando el método de las velocidades iníciales y con estos valores determine la ley de la velocidad para la descomposición del H2O2. CÁLCULOS Y RESULTADOS: DATOS Y CALCULOS: 1. Observaciones y Resultados: - Observaciones: La velocidad iba disminuyendo conforme se libera el O2. La velocidad varía si se cambian las concentraciones. El catalizador es el KI debido a que en un momento en la cantidad de este aumenta la velocidad de la reacción. Datos experimentales: Tabla 1 Datos medidos del paso 2. Tiempo (s) 1 Volumen de O2 desprendido en el paso “2” 2,2 mL 2 2,1 mL 1,3 3 2,0 mL 1,8 4 2,0 mL 2,4 5 2,1 mL 2,6 6 2,2 mL 2,9 1,1 Velocidad inicial determinada es 0,004 mol/seg Tabla 2 Datos medidos del paso 3. Volumen de O2 desprendido en paso “3” Tiempo (s) 1 2,1 mL 0,3 2 2,1 mL 0,6 3 2,2 mL 1,2 4 2,0 mL 1,6 5 2,0mL 2,1 6 2,1 mL 2,3 Velocidad inicial determinada es 0,004 mol/seg Tabla 3 Datos medidos del paso 4. Volumen de O2 desprendido en paso “4” Tiempo (s) 1 2,2 mL 0,3 2 2,1 mL 0,5 3 2,0 mL 0,8 4 2,2 mL 1,3 5 2,0 mL 1,5 6 2,2 mL 1,9 Velocidad inicial determinada es 0,008 mol/seg Valores de n: 2 seg-1 m: 0,000 k: 3,2 seg-1. 2-cuestionario: 1.- ¿Cuáles son os objetivos específicos del experimento? Rspta: Determinar experimentalmente la velocidad de descomposición del H2O2 en presencia del catalizador KI. 2. Definir: a.- Cinética química: Rspta: Se ocupa del estudio de las velocidades de reacción. b.- Velocidad de reacción: Rspta: Se encarga de la variación de la concentración en un intervalo de tiempo. C.- Orden de reacción: Rspta: Son los exponentes estequiométricos de los reactivos (m y n). d.- Tiempo de periodo de vida media: Rspta: El tiempo necesario para que la concentración de un reactivo llegue a la mitas de su valor inicial. 3.-Enumere los factores que alteran la velocidad de una reacción: Rspta: Temperatura, grado de subdivisión de los reactantes, concentración de los reactivos, naturaleza de los reactivos, catalizador. 4.-Para un estudio cinético en función de las concentraciones .¿Cómo se clasifican las reacciones químicas ¿ Escriba un ejemplo de cada caso. Rspta: Reacciones de primer orden general: Reacciones de segundo orden general: 2HI → H2 + I2 I2 + H2 → 2HI 5.- ¿Cuál es la importancia del estudio de la velocidad de las reacciones químicas? Rspta: Permiten predecir la velocidad de reacción, sus mecanismos, factores que la afectan de tal manera que se pueda controlar estas velocidades al tener estos conocimientos. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES: CONCLUSIONES: - Primero, La velocidad iba disminuyendo conforme se libera el O2. - Segundo, que cualquier estudiante que desee profundizar respecto al tema estudiado, deberá primero analizar su entorno matemático, la estructura sobre la cual ha fundamentado el conocimiento de la química, por lo que La velocidad varía si se cambian las concentraciones. - Finalmente, una consecuencia del análisis realizado actualizada y autorizada por su reconocimiento a nivel mundial, es el adoptar como propios varios modelos y esquemas de planteo, pasos, secuencia lógica; y muchos otros aspectos al momento de resolver un problema, como es el caso de el catalizador que es el KI debido a que en un momento en la cantidad de este aumenta la velocidad de la reacción. RECOMENDACIONES: - Es importante recalcar que a la química se la debe tratar sin creer que es el simple hecho de aplicar formulas o memorizar esquemas, definiciones, conceptos; sino mas bien, asumir la postura de autocrítica continua en búsqueda de la creación de un razonamiento lógico propio.