Práctica 13: Cinética y equilibrio químico

04.03.2013 11:50

 

Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey

 

Laboratorio de Química Experimental

Profesor: Victor Hugo Blanco Lozano

Equipo No. 6

Integrantes:

Jazmín V. Fortoul Díaz A01099151

Samantha Perera Guin A01172259

Daisy Yara Hernandez García A01324285

Andrea Arenas Rodríguez A01099846

Objetivo:

 5.2 Determinar el efecto de la concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción.

6.1 Observar la respuesta de un sistema en equilibrio ante cambios de concentración, volumen y temperatura.

6.2 Calcular la constante de equilibrio (ley de acción de masas) de una reacción química.

 

Introducción:

Se sabe que la parte de la química encargada de observar la velocidad de las reacciones y relacionarlas con variables experimentales es la cinética química. Se ha comprobado de manera experimental que los factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas son la temperatura y la concentración  de los reactivos al igual que la presencia de algún catalizador. Estas reacciones son homogéneas cuando se realizan en una fase y heterogénea cuando se realizan en dos . Se dice que hay equilibrio químico cuando no hay un cambio  de los reactivos y los productos en el tiempo.

 

Desarrollo:

Tabla 1 de registro de datos

Experimento 1

Temperatura ambiental de matraces A y B:

Registro del tiempo obtenido:

Experimento

Tiempo 1(s)

1

22 minutos -->  1320 s.

 

                                                           

                                                                                Calentamiento del matraz A

                                                                                 con .0946 M de vitamina C

Experimento 2

Temperatura ambiental de matraces A y B:

Registro del tiempo obtenido:

Experimento

Tiempo1(s)

1

25 min --> 1500 s

 

1.- Tomando los experimentos 1 y 2 y suponiendo que v= k[Vitamina C]x[H2O2]Y obtener el orden de reacción para la vitamina C.

 

                                                

                                                                             Calentamiento del matraz A

                                                                                 con .0027 M de vitamina C

 

Experimento 3

La Ley de Arrhenius y la energía de activación.

 

Registra los tiempos obtenidos (Experimento 3)

Color: Café acaramelado

Temperatura: 15°C.

 

Experimento                                     Tiempo 1 ()

 
        1                                                       1 hr y 4 min--> 3840 s
 

 

 

 

 

Calcula entonces la energía de activación haciendo uso de los datos cinéticos a T ambiente (T1) y a la temperatura del baño frío (T3). Expresa el resultado en KJ/mol con dos cifras significativas.

 

 

(Atarés)

Ea=54,331.2 KJ/mol

Ea= 74, 918.656 KJ/mol

Equilibrio Químico:

Balancee la reacción global:

K2CrO4 + H2SO4----->  K2SO4 + K2Cr2O7 +H2O

2K2CrO4 + H2SO4----->  K2SO+ K2Cr2O7 +H2O---- balanceada

 

 

Color o

 

riginal

Color después del NaOH

Tubo B

Naranja

2 fases amarillo/ naranja claro

 

¿Hacia dónde se desplazó el equilibrio?

 

 

Color original

Color después del NaOH

Tubo D

Amarillo

N

 

naranja

 

El principio de Le Chatelier dice que si se aumenta la concentración el equilibrio se dirige a los productos y si se disminuye, como es el caso de la neutralización, el equilibrio se dirige hacia los reactantes. (Velásquez)

Por tal motivo el equilibiro se encuentra en los productos debido a que se añadió concentraciones como el ácido sulfúrico y el NaOH.

                                                 

                                                              Tubos testigo y tubos con NaOH

 

Cuestionario:

1. Defina los siguientes conceptos

 

a) Cinética Química

Es la encargada de medir las velocidades de las reacciones químicas y

encontrar ecuaciones que la  relacionen con variablesexperimentales.

b) Velocidad de reacción

Se le llama así a la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo.

c) Orden global de reacción       

Es la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la velocidad de la reacción.

d) Equilibrio Químico.

 Es un estado en el que las actividades químicas de las concentraciones de los reactivos y productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo

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

-Temperatura

-Presencia de catalizadores

-Concentración de los reactivos

 

3.-En un estudio cinético de la reacción:

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

.0125

.0253

.0281

Exp.2

.0250

.0253

.112

Exp.3

.025

.0506

.0551

 

A) Obtenga la ley de la velocidad para esta reacción

B) Obtenga la constante de velocidad para esta reacción

 

4.- 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%?    

(Chang, 2007)

 

Conclusión: 

Podemos concluir que las reacciones se llevan a cabo a diferentes velocidades, ya sea por la concentración de los reactivos, por un aumento o disminución en la temperatura, por la presencia de catalizadores, etc. Con lo realizado en la practica logramos observar como es que estos factores afectan a las reacciones, en el caso del los experimentos lo pudimos observar mediante el cambio de color de las sustancias. Así mismo estos cambios de velocidad logramos calcularlos de manera teorica empleando las formula de velocidad de reaccion y ley de velocidad.

 

Referencias:

Atarés, L. (s.f.). Problemas básicos de Cinética Química: ley de Arrhenius.

        Universidad Politécnica de Valencia. Recuperado el 04 de marzo de 2013

         de:

  http://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/6753/Articulo%20docente%20Problema%20CQ%20Arrhenius.pdf

 

Velásquez, A. (s.f.). Principio de le Chatelier. Recuperado el 04 de marzo de 2013

        de:

         http://www.dcb.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/Quimic

        a/articulos/a_chatelier.pdf

 

Chang, R. (2007). Química. China:McGraw Hill