Práctica 12

Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey

Campus Puebla

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas

Departamento de Biotecnología

Laboratorio de Química Experimental-Q.1014.01

Dr. Isaac Monroy

Mtro. Víctor H. Blanco

Práctica 12: Cinética y equilibrio químico

Equipo 7:

Laura Barba Castillo A01322562

Alejandro Larios Campos A00399515

Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406

Brenda Berenice Jerónimo Atanacio   A01324138

Fecha de entrega: martes 05 de marzo de 2013

Objetivo:

·         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

Como se mencionó en la práctica anterior, la cinética química se encarga de medir las velocidades de reacción, de la predicción de las velocidades y de cómo crear posibles mecanismos de reacción a partir de los datos que se presentan relacionados con la velocidad de reacción.

La velocidad de reacción hace referencia a la rapidez con que cambia la concentración de reactivos y/o de productos con respecto al tiempo. Para evitar confusiones la IUPAC sugiere que se determine una velocidad de reacción general utilizando la ecuación ajustada.

Uno de los objetos de estudio de la cinética es la adquisición de una ecuación para deducir la dependencia de la velocidad con respecto a las concentraciones de los reactivos. Se denomina ecuación de ley de velocidad. Los valores que se utilizan para la ecuación se determinan experimentalmente.

v = k [A]^m [B]ⁿ

La constante de velocidad k relaciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos. Cuanto mayor sea el valor de k, más rápida será la reacción.

Orden de reacción

El termino orden de reacción esta enlazado con los exponentes de la ecuación anterior y determina lo siguiente:

·         Si m=1, se dice que la reacción es de primer orden con respecto a [A] y si n=2, se dice que la reacción es de segundo orden con respecto a [B], y así sucesivamente.

·         El orden total de la reacción es la suman de todos los exponentes.

Factores que afectan a la velocidad de las reacciones.

Durante la reacción se pueden presentar factores que se vean involucrados en los cambios que ésta presente. Dentro de los factores que influyen cabe denotar los siguientes:

·         Presión.

Para las reacciones gaseosas, las velocidades se miden frecuentemente en función de las presiones de los gases. Es decir, a mayor presión la energía cinética de las moléculas aumentara y la reacción  se realizara más rápidamente.

·         Catálisis.

Una manera de acelerar una reacción es utilizando un catalizador. Un catalizador es un medio para llevar a cabo una reacción con menor energía de activación. Éste participa en la reacción química sin presentar algún cambio es por eso que este no se involucra dentro de la ecuación de la reacción (se encuentra sobre la fleca de la reacción).

·         Temperatura

En 1889, Arrhenius probó que las constantes de velocidad varían con la temperatura según la siguiente ecuación:

k = Ae^-Ea/R

Y al aplicar logaritmos naturales se obtiene lo siguiente:

A la ecuación anterior se le denomina Ley de Arrhenius.  Este discípulo de la ciencia propuso que hay una energía cinética minina que deben tener las moléculas cuando chocan para que tenga lugar una reacción química, es decir una energía de activación.

Equilibrio Químico. Este término hacer referencia al estado en el que el cambio de las concentraciones tanto de los reactivos como de los productos se mantienen estables. En otras palabras, es la forma que se produce cuando se ha presentado una evolución en la reacción hacia adelante en igual proporción que en la reacción inversa. Por lo tanto no se presentan cambios netos en las concentraciones.

aA + bB ßà cC + dD

(Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011)

Desarrollo

Experimento 1. Temperatura ambiente

1.      Se etiquetaron dos matraces con A y B respectivamente.

2.      Al matraz A se agregaron 62ml de agua, 4ml de vitamina C 0.0946M y 4ml de I₂.

3.      Al matraz B se agregaron 60ml de agua, 15ml de H₂O₂ al 3% y 2ml de almidón al 0.3%

4.      Se midió la temperatura de ambos matraces y se registró.

5.      Cuando ambos matraces estuvieron a la misma temperatura se vertió el matraz B en el A y se dejó correr el cronómetro.

6.      Se agitó a mano y cuando se observó el cambio de color de paró el cronómetro.




Experimento 2. Temperatura ambiente

1.      Se prepararon las mismas soluciones con sus respectivas concentraciones que en el experimento1. pero en la vitamina C se usó una concentración de 0.00009 M

2.      Las temperaturas se las soluciones se igualaron a 14°C

Figura 1. Adición del matraz B al A

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

3.      Una vez igualadas, se mezclaron y se hizo uso del agitador magnético.

4.      Se comenzó a tomar el tiempo justo en el momento en que se agregó al matraz A la solución del matraz B.

5.      Una vez que el sistema se montó, se esperó hasta que la mezcla cambiara de tonalidad.

Figura 2. Sistema montado.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

6.      Se detuvo el sistema cuando, se notó un ligero cambio de coloración.

Experimento 3. Hielo

1.      Se etiquetaron dos matraces con A y B respectivamente.

2.      Al matraz A se agregaron 62ml de agua, 4ml de vitamina C 0.0027M y 4ml de I₂. (La concentración de vitamina C debía ser 0. 0946M.)

3.      Al matraz B se agregaron 60ml de agua, 15ml de H₂O₂ al 3% y 2ml de almidón al 0.3%

4.      Ambos matraces se colocaron en vasos de precipitado con hielo. Se registró la temperatura.

Figura 3. Matraz B en baño María con hielo.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

5.      Cuando ambos estuvieron a la misma temperatura se vertió el matraz B en el A, se puso en agitación sobre una mufla y se dejó correr el cronómetro.

Figura 4. Vertido del matraz B al matraz A sobre la mufla.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

6.      Se cuidó que la temperatura no se alejara a ±2°C de la original.

Experimento 4. Equilibrio químico

1.      Se etiquetaron 4 tubos de ensayo del A al D.

2.      En los tubos A y B se vertieron 2.5ml de dicromato de potasio 1M y en los tubos C y D 2.5ml de cromato de potasio 1M.

3.      Se eligieron los tubos A y D como testigos.

4.      Al tubo B que contenía dicromato de potasio 1M se agregaron unas gotas de NaOH 6N. Se agitó.

5.      Al tubo C que contenía cromato de potasio de adicionó 1ml de H₂SO₄ 6N. Se agitó.

Resultados.

Experimento I. Cinética de reacción a Temperatura ambiente

En un volumen final de 140 ml, los reactivos presentaron las siguientes concentraciones:

[Vitamina C]=2.57x10-3 M

[H2O2]= 1.26 x10-4 M

La velocidad de reacción se calculó de acuerdo a la siguiente ecuación:

V=2.57x10-3/2069=  1.24x10-6 M/s

De acuerdo con estos resultados la constante de la velocidad de reacción se calculó de acuerdo a la siguiente ecuación:

k= 1.24x10-6 / (2.57x10-3 x 1.26 x10-4) =3.84

Experimento II. Cinética de reacción con Vitamina C 0.0027M

Para una concentración inicial de vitamina C de 7.35x10-5 M se reportaron los siguientes resultados.

Tabla. Cinética de reacción a 25ºC.

Ensayo	[Vitamina C]	[H2O2]	Tiempo (s)	Velocidad de reacción	Constante
1	7.35x10-5	1.26 x10-4	1578	4.64x10-8	5.01
2	7.35x10-5	1.26 x10-4	1245	5.88x10-8	6.35

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Experimento III. Cinética de reacción en hielo

Se reportó un tiempo de 1.066 horas para la observación del cambio de color de la solución de incoloro  a café claro a 14ºC.

Tabla. Cinética de reacción a 14ºC.

Ensayo	[Vitamina C]	[H2O2]	Tiempo (s)	Velocidad de reacción	Constante
1	7.35x10-5	1.26 x10-4	3837	1.91x10-8	2.07

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

En base a las diferencias entre los tiempos de reacción se calculó la energía de activación de la reacción química de acuerdo a la siguiente ecuación:

Ea=8.31Ln(3837/1411.5)/(1/287-1/298)= 64,924.33 J/mol.

Experimento IV. Equilibrio químico

La reacción que se llevó a cabo en este experimento fue:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ à K₂SO₄+ K₂Cr₂O₇ + H₂O

El tubo B con dicromato de potasio 1M que originalmente era anaranjado se volvió amarillo al agregar las gotas NaOH 6N, sin embargo, conservó tu turbidez. El tubo A sirve como testigo de que el color original era anaranjado ya que contiene también dicromato de potasio 1M.

El tubo C contenía cromato de potasio 1M amarillo y se volvió anaranjado al agregar el mililitro de H₂SO₄ 6N, sin embargo, siguió conservando su transparencia. El tubo D sirve como testigo de que el color original era amarillo ya que contiene cromato de potasio 1M.

	Color Original	Color después de NaOH
Tubo B	Anaranjado	Amarillo
	Color Original	Color después de HCl
Tubo C	Amarillo	Anaranjado

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura 5. Tubos A y D como testigos con dicromato de potasio 1M y cromato de potasio 1M respectivamente y tubo B con dicromato de potasio 1M más NaOH 6N y C con cromato de potasio 1M con 1ml de H₂SO₄ 6N.

Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Discusión

Experimento I, II y III

La reacción química observada en la práctica consistió en una mezcla con peróxido de hidrogeno, ion ioduro, vitamina C (ácido ascórbico) y almidón. La reacción se dividió en dos etapas:

a) oxidación de ioduro a yodo por hidróxido de hidrogeno.

H₂O_2(aq) + 2I-_(aq)+ 2H+_(aq) à 2H₂O_(L)+I_2(aq)

b) reducción de yodo a ioduro por vitamina C.

I_2(aq)+ C₆H₈O_6(aq) à C₆H₆O_6(aq) + 2H+_(aq) + 2I-_(aq).

En el momento en que la vitamina C es consumida, se genera un exceso en el yodo el cual forma un complejo azul-café con el almidón. El tiempo de reacción representó el tiempo necesario para que toda la vitamina C reaccionara. En el experimento I, este tiempo fue de 34.29 minutos, el cual disminuyó a 23.31 minutos en el experimento II, debido a la disminución en la concentración de vitamina C. (Kotz, 2006)

Un aumento significativo en el tiempo de reacción se observó al disminuir la temperatura de 25ºC a 14ºC. Esta disminución causó un aumento en el tiempo de reacción de 41 minutos. La temperatura, al igual que la concentración, es un factor determinante en la velocidad de reacción. La disminución en la temperatura disminuyó la energía cinética de las moléculas presentes en la mezcla, lo que disminuyó la frecuencia de choques efectivos. En consecuencia, esta disminución aumentó el tiempo de reacción. (Brown, 2004)

Experimento IV. Equilibrio químico

Los iones cromato y dicromato se encuentran en un equilibrio químico dependiente del pH de la solución el cual se ilustra en las siguientes reacciones.

2CrO₄^2-_(aq) + 2H+_(aq) <--> Cr₂O₇^2-_(aq) + H₂O_(L)

De acuerdo con el principio de Le Châtelier, cuando un sistema en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura o presión parcial, este tenderá a la formación de reactivos o productos para contrarrestar el cambio y regresar al equilibrio.

A añadir ácido sulfúrico al cromato de potasio, el medio aumentó su concentración de protones, produciéndose en consecuencia iones dicromato lo cual cambió el  color de naranja a amarillo. Caso contrario, al añadir hidróxido de sodio a la solución de dicromato, se disminuyó la acidez de la solución y por lo tanto la concentración de protones. Esta disminución inclinó el equilibrio a la formación de iones cromato, lo que cambió el color de amarillo a naranja.  (Brown, 2004)

Cuestionario

1.      Defina los siguientes conceptos

a)      Cinética Química. Es la medida de las velocidades de reacción y de la predicción de estas velocidades, de cómo establecer los probables mecanismos de reacción a partir de los datos de velocidades de reacción (Petrucci, Herring, Madura, Bissonnette, 2011).

b)      Velocidad de reacción. Se describe como la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo en un periodo determinado de tiempo (ídem, 2011).

c)      Orden global de reacción. Es la suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de rapidez. (Chang 2010)

d)      Equilibrio Químico. Cuando las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos se estabilizan, es decir, se gastan a la misma velocidad con que se forman. (Chang 2010)

2.      Menciona 3 factores que afecten  la velocidad de reacción.

Temperatura, catálisis y cantidad de concentraciones.

3.      En un estudio cinético de la reacción:

2SiO(g) + O₂(g) à 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

b)      Obtenga la constante de velocidad  para esta reacción 

1.      La siguiente reacción hipotética A → E + C 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?

b)      ¿Cuánto tiempo se requiere para que 0.5 M de A se descomponga hasta que sólo quede el 20%?

Conclusión

La velocidad de reacción disminuyó en un 63.58% al reducir la temperatura de la reacción de 25ºC a 14ºC .  La disminución de la concentración de vitamina C aumentó la velocidad de reacción, al reducir el tiempo de formación de I₂.  Se reportó un valor de 64, 924.33 J/Mol para la Energía de Activación de la reacción.

El equilibrio del Cromato-Dicromato tiende a la formación de cromato en medio básico y a la formación de dicromato en medio ácido. Como residuos de esta práctica se formaron residuos de solución de Yodo, almidón, H₂O₂, cromato y dricromato, los cuales fueron depositados en el contenedor de residuos de solución acuosa.

Referencias

Brown, T. (2004) Química. La ciencia Central. Pearson Educación. México.

Chang, R. (2010) Química. Mc Graw Hill. China.

Kotz, J. Treichel, P. Weaver, G. (2006) Chemistry and Chemical Reactivity. Thompson Learning Inc.

Petrucci, R.; Herring, G.; Madura, J. & Bissonnette, C. (2011) Química General. 10ª ed. Pearson Educación. Madrid.