martes, 5 de marzo de 2013

Práctica 13. Cinética y equilibrio químico.






Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla


Práctica No. 13
Cinética y equilibrio químico.
Responsable: Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo No. 8
Grupo 2


Integrantes del equipo:
Stephania Díaz Lorenzo                    A00397831
Ana Laura Velázquez Gil                   A01325205
Omar Sánchez Jiménez                    A01324800
Jorge Armando Luna Morales           A01099726
Gabriela Rivera Hernández               A01325193

Objetivos


Como se vio en la práctica pasada, la cinética es el área fisicoquímica que se encarga de la rapidez de reacción, cómo cambia la misma bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan mediante la reacción general. Ahora bien, el objetivo primordial de esta práctica se centra en analizar aquellos factores que inciden sobre la velocidad de reacción, así como también entender el concepto de equilibrio químico. Los objetivos son:
·         Determinar el efecto de la concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción.
·         Observar la respuesta de un sistema en equilibrio ante cambios de concentración, volumen y temperatura.
·         Calcular la constante de equilibrio (ley de acción de masas) de una reacción química.


Introducción


En términos generales, toda reacción química tiene dos características de considerable importancia: la posición de equilibrio y la velocidad de reacción. El concepto de velocidad de reacción se abordó durante la práctica pasada, por lo que en el siguiente espacio, se tratará más extensamente acerca del concepto de equilibrio químico.

Cuando se habla de “equilibrio”, lo que interesa conocer es la estabilidad relativa, tanto de los reactivos como de los productos y cuales son las concentraciones de cada uno en el mismo. El equilibrio químico también lleva a considerar el término de reacciones irreversibles, denominado así debido a que se pueden desarrollar en ambos sentidos de la reacción, es decir, de reactivos a productos y viceversa.

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. Normalmente éste sería el estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa.
A su vez, gran parte de su estudio se basa en lo que se conoce como ley de acción de masas, y en la determinación del valor de la constante de equilibrio, lo cual es de gran importancia y utilidad para conocer el desempeño de los procesos químicos.

(Martínez, 2011)

Consideraciones teóricas

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 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 la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre 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 ya sea 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 velocidad de formación es la siguiente:




Donde VR es la rapidez de reacción,  (-∆CA) la disminución de la concentración del reactivo en el tiempo ∆t. Esta es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar.

La velocidad de aparición del producto es igual a la rapidez de la desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma:



Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a:

La activación química, es decir, “la concentración efectiva”.
La cantidad de los reactivos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente.
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, ésta describe cuántas partículas del reactivo reaccionan entre sí, para formar una cantidad de partículas del producto.
Para una reacción de la forma:



Esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C y una partícula D para formar el producto E.

Sin embargo, la probabilidad que cinco partículas colisionen y formen un producto intermedio es baja. Realmente, 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. Por ejemplo:



La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de éstas nos muestran exactamente cómo ocurre esta 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, B, C y D.

El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la velocidad de la reacción. Éste es llamado también orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de las reacciones se determina experimentalmente.

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, la temperatura, 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.

Temperatura

Por norma general la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas, éstas se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente con respecto a la temperatura puede ser descrito a través de la ecuación de Arrhenius.



Dónde:
k: Constante cinética (dependiente de la temperatura)
A: Factor pre exponencial o factor de frecuencia. Refleja la frecuencia de las colisiones.
Ea: Energía de activación expresada en J/mol*R
R: Constante universal de los gases su valor es 8.314J*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.

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 hipotéticamente que la velocidad de reacción “v” puede expresarse como v=k[A]n[B]m, los términos entre corchetes serán las molaridades de los reactivos y los exponentes y 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. Lo valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.

Presión

En una reacción química, 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, por tanto, la rapidez de reacción es mayor.

Luz

La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, al ser iluminadas, se producen más rápidamente, como ocurre en el caso de la reacción entre el cloro y el hidrógeno. En general, la luz arranca electrones de algunos átomos formando iones, con lo que aumenta considerablemente la velocidad de reacción.

La ley de Arrhenius y la energía de activación

Energía de activación

En 1988, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, sólo rebotan al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben de tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía, llamada energía de activación (Ea). Para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:




O también, 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. 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, sin embargo, son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico. El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Bertholle (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como:  
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tiene que ser iguales. Esta ecuación química con flechas apuntando en ambas direccione es para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan, S y T son los productos y α, β, δ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos.

Desarrollo


De acuerdo a la reacción global que se llevará a cabo:

1.- Se prepararán 3 diferentes experimentos, mezclando agua destilada, solución de vitamina C, solución de yodo, solución de peróxido de hidrógeno y una solución de almidón al 0.3%, los cuales describen a continuación.

2.-El experimento 1 se realiza etiquetando dos matraces Erlenmeyer de 250 ml, uno con A y otro B, los cuales deberás preparar según la tabla siguiente:

Soluciones preparadas


Experimento 1

Experimento 1
Agua (ml)
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) Para el matraz A se midieron las cantidades indicadas en la tabla en el siguiente orden: 62 ml de agua, 4 ml de vitamina C, 4 ml de I2, usando una pipeta para cada reactivo a excepción del agua (para medir el agua se usó una probeta) con la finalidad de no mezclar las sustancias entre sí y prevenir que la reacción empezara antes de tiempo.

b) El mismo procedimiento se siguió para el contenido del matraz B usando sus respectivas probetas y pipetas para cada reactivo.

c) El matraz A se sumergió en un vaso de precipitado de 600 ml con 1/3 de agua a temperatura ambiente. Se introdujo un agitador magnético y un termómetro dentro de él. Todo el sistema se colocó sobre una mufla.

d) El matraz B se sumergió en un vaso de precipitados de 250 ml lleno a 1/3 de su capacidad de agua a temperatura ambiente y se le introdujo un termómetro.

e) se comprobó que ambos sistemas estuvieran a la misma temperatura.

f) una vez igualadas las temperaturas de los sistemas, se inició la agitación magnética del matraz A.

g) Se agregó el contenido del matraz B al matraz A, al mismo tiempo que se inició el conteo con el cronómetro.

h) El tiempo se detuvo una vez que se detectó el cambio de coloración en el contenido del matraz A. Los resultados se anotaron en la bitácora. Todo el experimento ocurrió a temperatura ambiente.

Experimento 1












RESULTADOS:

Determinación del orden de reacción y la energía de activación

Registro de datos

Experimento 1

Temperatura ambiental de matraces: A y B 24 ºC
Registro del tiempo obtenido: 22 min
V inicial= ([Vitamina C]/t reacción)
V inicial = [0.0946 M]/ (0.05*79200)
V inicial = 0.000023889 M/L*s


Cuestionario


. Defina los siguientes conceptos
.    a)  Cinética Química
se conoce como cinética química a la rama de la química que se encarga de la medición de la velocidad o rapidez con la que una reacción química se realiza. También se le conoce como el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto al tiempo.(Chang, 2010) 
.    b)  Velocidad de reacción
se conoce como velocidad de reacción al cambio que se produce en la concentración de los reactivos o productos conforme va pasando el tiempo y la reacción se va llevando a cabo. Existen algunos factores que pueden intervenir en la reacción y alterar la velocidad tales como son la temperatura, la presencia de un catalizador y el estado físico de los reactivos. Conforme la reacción se va realizando la velocidad de reacción va disminuyendo ya que también la concentración del reactivo se disminuye. ( Universidad de Alcalá 2010)
.    c)  Orden global de reacción
se le conoce como orden global de reacción a la suma de los coeficientes a los que se encuentran elevadas las concentraciones en la ley de velocidad: V=K ([A]^m) ([B]^n). En este caso el orden global de reacción estaría dado por m+n. (Chan, 2010)
.    d)  Equilibrio Químico
Se dice que una reacción química se encuentra en equilibrio químico cuando la reacción presenta un proceso reversible y un inverso y las rapideces  de ambos procesos se igualan y sus concentraciones permanecen constantes. El proceso reversible es el proceso en el que la reacción forma un producto y el proceso inverso es en el cual las moléculas de producto reaccionan y forman reactivo. Una característica del equilibrio químico es que es  un proceso dinámico ya que se da la participación tanto de reactivos como de productos.(Chang, 2010)
2.-Menciona 3 factores que afecten la velocidad de reacción
la presencia de catalizadores, la temperatura de la reacción, el estado físico de los reactivos y sus concentraciones.
3.-En un estudio cinético de la reacción:2SiO(g) + O2(g) ----- 2SiO(g)Se obtuvieron los siguiente 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

Velocidad=k[Sio]^2[O2]^1

    B) Obtenga la constante de velocidad para esta reacción
  K= 0.0281\([0.0253]^2 [0.0125]^1)
K=3512.006

4.- La siguiente reacción hipotética A es de primer orden, tiene un periodo de vida media de 123 minutos a 15 grados C si se inicia con una concentración de 0.5 M de A, contesta lo siguiente:
A) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
Rapidez= 0.5/7380= 6.77x10^ -5
K=rapidez/ [0.5M]=1.3550x10^-4
B)     ¿Cuánto tiempo se requiere para que 0.5 M de A se descomponga hasta que sólo quede el 20%?

Incremento en el tiempo= incremento[A]/ Rapidez

0.5-0.1/6.77x10^-5=5908.4
5908.4 segundos deben de transcurrir


Conclusión


A lo largo de la práctica se trabajó con el concepto de equilibrio químico y con todos aquellos factores acerca de la velocidad de reacción que se deben medir y analizar para comprender mejor el proceso que se está llevando a cabo durante la misma. A su vez, el trabajo experimental realizado durante el laboratorio también ayudó a entender y discernir acerca del cálculo de la constante de equilibrio y su efecto en el desarrollo de las reacciones químicas.

A través de la práctica, se pudo observar y analizar los cambios de color ocurridos en las reacciones que se estuvieron trabajando y el tiempo en que ocurrían los mismos. Asimismo, se logró comprobar el efecto que la concentración y la temperatura pueden tener en la velocidad de la reacción,  y observando los cambios ocurrentes en un sistema en equilibrio ante variaciones de concentración, volumen y temperatura.


Referencias


Chang, R. Química. Décima edición. Mc Graw Hill, 2010, China 

Facultad de farmacia. Universidad de Alcalá. Velocidades y mecanismos de las reacciones químicas. Rescatado el 27 de abril de 2010 :
http://www.slideshare.net/tango67/velicidades-y-mecanismos-de-las-reacciones-qumicas   


Martínez, E. (2011). Velocidad de reacción y equilibrio químico. Temas selectos de Química I (pp. 107-108). México, D.F.: CENGAGE Learning .

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