UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO

PRACTICA № 11:

“CINETICA QUIMICA”

FACULTAD : INGENIERIA PESQUERA Y DE ALIMENTOS.

ESCUELA : ESCUELA PROFESIONAL DE

INGENIERIA DE ALIMENTOS

CURSO : FISICO - QUIMICA

PROFESORA : MARY MARCELO

GRUPO HORARIO : 91G

INTEGRANTES :

CASTRO AVENDAÑO, LISBETH

GUERRERO CANCHIHUAMAN, YARLENI

RAMOS GUARDIA, LILY

CINETICA QUIMICA

I. OBJETIVOS:

Determinar la constante de velocidad especifica (K) de la siguiente reacción : hidrólisis de una sal orgánica:

HCl

CH3COOC2H5 + H2O C2H5OH + CH3COOH

Comparar con la conste de velocidad específica teórica.

II. PARTE EXPERIMENTAL:

a) Aparatos y reactivos:

Acido clorhídrico Matraz

Acetato de etilo pipetas

b) Procedimientos experimentales:

1.º. Preparar 100ml de acido clorhídrico 1N

2.º. Traspasar dicho solución en un matraz y adicionar 10ml de acetato de etilo.

3.º. Inmediatamente anotar tiempo cero (inicio de reacción), retirar 5ml de la muestra, colocar en un matraz, sumergirlo en un recipiente de temperatura fría y titular con hidróxido de sodio 1N.

4.º. Cada 10 minutos retirar 5ml de la muestra y titular con hidróxido de sodio 1N, indicador utilizado es fenolftaleina.

III. CALCULOS Y RESULTADOS:

Una vez realizado el procedimiento correcto se obtuvieron los siguientes datos:

Tiempo(minutos) Vol. Gasto(ml)

0 104

10 105

20 106

30 110

40 116

50 120

Con los siguientes datos obtenidos se hallará la cte de velocidad, haciendo uso de la siguiente ecuación:

Expresado de otra manera tenemos:

LnA = LnA0 –Kt ……….. (1)

Donde:

A = concentración de la solución a distintos tiempos.

A0 = concentración inicial de la solución

K = constante de velocidad especifica de la reacción.

T = tiempo a la cual fue titulada la polución.

Ahora determinaremos las concentraciones a distintos tiempos haciendo uso de los gastos realizados en cada titilación la cual se indica en la tabla anterior.

Para t = o minutos:

A*(100ml) = 1N*(104ml) A = 1.04N

Para t = 10 minutos:

A*(100ml) = 1N*(105ml) A = 1.05N

Para t = 20 minutos:

A*(100ml) = 1N*(106ml) A = 1.06N

Para t = 30 minutos.

A*(100ml) = 1N*(110ml) A = 1.10N

Para t = 40 minutos:

A*(100ml) = 1N*(116ml) A = 1.16N

Para t = 50 minutos:

A*(100ml) = 1N*(120ml) A = 1.20N

1.º. Restando la concentración de acido clorhídrico(1N) y procesando los datos tenemos o siguiente:

Na Va= Nb Vb

Tiempo (min.)

A Ln(A)

0 0.04 -3.2188

10 0.05 -2.9960

20 0.06 -2.8130

30 0.10 -2.3020

40 0.16 -1.8330

50 0.20 -1.6090

2.º. Procesando estos datos en una grafica se obtiene una ecuación lineal y comparándolo con la ec. Nº 1 se calcula la constante de velocidad:

La ecuación de la grafica es:

LnA = -3.32 + 0.0344t

LnA = LnA0 –Kt

Por lo tanto, comparando las ecuaciones y añadiendo sus unidades se observa:

K = -0.0344*1/min.

Observación:

Con este resultado obtenido se puede afirmar que se cometió un error puesto que la constante de velocidad específica trabajada para nuestra práctica debería ser positiva debido a que es una reacción de orden uno (el agua no es reactante y el HCl tampoco pues actúa como un catalizador entonces el único reactante es el acetato de etilo), es así como nos indican las bibliografías revisadas: K es una factor de proporcionalidad que se denomina constante de velocidad de reacción para la unidad de concentración , es entonces una cantidad positiva y tiene las unidades de la reciproca del tiempo.

IV. CUESTIONARIO:

1.- FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCION.

Velocidad y temperatura.

Cuando la temperatura se incrementa, la energía de las moléculas que interaccionan es mayor, por lo cual la reacción se produce mas fácilmente y su velocidad aumenta. la temperatura aumenta la velocidad de cualquier reacción, durante los cambios químicos es necesario que las moléculas reaccionantes choquen entre si cuando se mueven de forma desordenada. la velocidad de las moléculas aumenta a medida que la temperatura asciende y la energía cinética también, debe ocurrir mas colisiones, y por lo tanto la velocidad de una reacción aumentara. un incremento en la temperatura aumenta la velocidad de la reacción química debido a que existen mayor numero de colisiones efectivas entre las moléculas reaccionantes.

La velocidad de las reacciones químicas se incrementa con aumento de temperatura. La velocidad de una reacción química cambia con el aumento de la temperatura.

Catalizadores

Se ha comprobado experimentalmente que algunas reacciones se aceleran con la presencia de sustancias que, una vez finalizada a la reacción; permanecen cual se hallaban al comienzo. Tales sustancias se denominan catalizadores, llamándose catálisis a la acción que producen.

Los catalizadores son sustancias que van a aumentar o disminuir la velocidad de reacción, pero que no va a participar en la formación de los productos.

Existen diferentes tipos de catalizadores: inorgánicos, orgánicos, heterogéneos, homogéneos, biológicos, etc.

Los catalizadores biológicos conocidos como enzimas, algunos ayudan a sintetizar moléculas; otras, a romperlas. Cada enzima cumple una función específica y lo hace con una precisión sorprendente. Toda enzima es capaz de reconocer la sustancia cuya reacción acelerara, y después de efectuar su trabajo, libera los productos para que el cuerpo pueda utilizarlos. Para realizar sus funciones, algunas enzimas necesitan la presencia de otras sustancias llamadas coenzimas.

en el cuerpo humano existen cientos de enzimas diferentes. Algunas de ellas ayudan a sintetizar moléculas; otras, a romperlas .todas ellas están formadas por gigantescas moléculas de proteínas que contiene miles de átomos.

Cada enzima cumple una función especifica y lo hace con una precisión sorprendente. toda enzima es capaz de reconocer la sustancia cuya reacción acelerara, y después de efectuar su trabajo, liberara los productos para que el cuerpo pueda utilizarlos.

Un ejemplo de una enzima biológica:

En la saliva existe una enzima llamada tialina, que acelera la conversión de almidon en moléculas de azúcar mas pequeñas.

En muchas reacciones químicas la velocidad de reacción se duplica cada vez que la temperatura aumenta 10 grados centígrados.

Temperatura

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

Esto explica por qué para evitar la putrefacción de los alimentos los metemos en la nevera o en el congelador. Por el contrario, si queremos cocinarlos, los introducimos en el horno o en una cazuela puesta al fuego.

Imagen:

Reacción de descomposición de los alimentos

Grado de pulverización de los reactivos

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

Naturaleza química de los reactivos que intervienen en la reacción

Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:

Muy alta, y entonces será muy lenta. Muy baja, y entonces será muy rápida.

Así, por ejemplo, si tomamos como referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida, la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es intermedia entre las dos anteriores.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]α [B]β

donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerada. La constante de velocidad k, depende de la temperatura.

2.-DEFINIR

a) cinética química

es la rama de la química que estudia cuantitativamente la rapidez de reacción. También estudia el cambio de la composición de los estados energéticos con respecto al tiempo. Una reacción puede ser espontánea de acuerdo a las leyes termodinámicas, pero para saber si ocurre o no ocurre, ésta debe ocurrir en lapso de tiempo razonable. En este caso es imprescindible notar la diferencia entre espontaneidad y rapidez. Por ejemplo:

2 H2(g) + O2(g)   º  2 H2O(l)        G < 0 (espontánea)

pero no hay evidencia de que esa reacción ocurra debido a que es inmensamente LENTA a 25°C y una atmósfera de presión. Otro ejemplo de esta situación, es el caso de la mayoría de los compuestos orgánicos que componen nuestras células del cuerpo. La mayoría de éstos no son estables desde un punto de vista termodinámico el cual predice que deberían reaccionar espontáneamente con oxígeno par producir bióxido de carbono y agua. Por otra parte para nuestra suerte, nuestro lapso de vida tiene una rapidez adecuada que no le da tiempo a que todos esos procesos ocurran en ese intervalo sin ayuda de un catalítico. Por lo tanto estas reacciones están controladas por la rapidez en que ocurren y no por si son espontáneas o no. NO HAY RELACIÓN ENTRE ESPONTANEIDAD Y RAPIDEZ. Para predecir cuán rápido ocurren las reacciones necesitamos los principios de la Cinética Química.

b) Velocidad de reacción

Esta práctica se centra en el estudio de la velocidad de la reacción química también llamada cinética química o cinética de las reacciones.

Las aplicaciones de la cinética de las reacciones son numerosas. En la síntesis industrial de sustancias las velocidades de reacción son tan importantes como las constantes de equilibrio

La rapidez o velocidad de una reacción se expresa en términos de la concentración de uno de los reactivos o de los productos involucrados en la reacción general.

La rapidez se define como el índice de cambio con el tiempo de la concentración de un reactivo o producto.

Al determinar la velocidad de una reacción, lo que se observa experimentalmente es la variación de la concentración de uno o más de los reactivos o de los productos de reacción en función del tiempo.

En los experimentos cinéticos se obtiene información sobre las concentraciones de las especies reaccionantes en función del tiempo. La ecuación cinética que gobierna la reacción es una ecuación diferencial que da las velocidades de variación de las concentraciones de las especies que reaccionan.

Para obtener las concentraciones frente al tiempo a partir de la ecuación cinética, debe integrarse la misma. Se ha de suponer que la reacción transcurre a temperatura constante, si la T es constante la constante cinética K también lo es; el volumen es constante la reacción es "irreversible", entendiéndose por ello que la reacción inversa apenas tiene lugar.

Esto será correcto si la constante de equilibrio es muy grande o si se estudia únicamente la velocidad inicial. Las reacciones se expresan de las siguientes maneras:

Reacción de Orden Cero Reacciones de primer orden

Reacción de segundo

c) complejo activado

En esta teoría se le da la mayor importancia a la naturaleza y propiedades energéticas de las combinaciones temporales de moléculas reaccionantes que se forman entre el momento del impacto de los reactivos y aquel en que aparecen los productos. La reacción química puede formularse del modo siguiente :

A + B = X = C + D

siendo X el complejo intermedio. Todas las aplicaciones de la teoría suponen que el complejo está siempre en equilibrio, tanto con los reactivos como con los productos. Admitido esto, la velocidad de reacción es idéntica a la velocidad de disociación del complejo, que a su vez viene determinada por su contenido energético. Las energías de todas las substancias que participan en la reacción, incluido el complejo activado, pueden expresarse mediante funciones de partición.

 Para moléculas de estructura conocida, las funciones de partición se calculan por los métodos de la física atómica. Las fórmulas para las diversas formas de energía

son:    

Dado que el complejo es inestable, uno de los términos de su función de partición corresponde a una vibración muy amplia, que permite al complejo disociarse en los productos de reacción. Como hemos indicado por la ecuación (1-45 a) este valor es :

                                                               [ 1 – 48 ]

siendo la frecuencia de descomposición, que, multiplicada por la concentración del complejo, proporciona la velocidad de reacción.

Por consiguiente, la ecuación 1-47 puede transformarse en  

donde se ha hecho la substitución  

Evidentemente, la velocidad específica de reacción (constante cinética) es

 Al menos en principio, las funciones de partición de todas las moléculas pueden calcularse a partir de sus estructuras. Esto también se cumple para la energía de activación E0 . Entonces el problema de la determinación de la velocidad de una reacción química se reduce al establecimiento de la estructura molecular del complejo activado.

Los límites del orden de magnitud de los factores de frecuencia de algunas reacciones típicas han sido calculados a partir de la siguiente ecuación:

y se indican en la tabla 1-4. Para su cálculo se supuso que todas las funciones de partición de tipo semejante eran numéricamente iguales, es decir, los valores f t se han puesto iguales para todos los participantes y grados de libertad, y análogamente los de fr y f . En consecuencia, los valores de la tabla 1-4 son solo aproximados.  

 

d) energía de activación

El hecho de que una reacción sea exotérmica no quiere decir que se de espontáneamente.

Generalmente será necesario aportar energía a la reacción para que la reacción tenga lugar: es lo que se conoce como energía de activación.

Lo que realmente ocurre es que, una vez que el sistema ha absorbido esa energía de activación, luego desprende una cantidad de calor mayor que la que ha necesitado para activarse, de modo que la reacción en su conjunto desprende energía, es exotérmica.

Aún hay otro factor que influye en que se de una reacción: como las reacciones se producen cuando las moléculas chocan entre sí, no sólo es necesario que las moléculas tengan suficiente energía, sino también que los choques se den con la orientación correcta.

La simulación de la derecha representa la formación del yoduro de hidrógeno a partir de hidrógeno (en gris) y yodo (en violeta). Puedes elegir entre tres condiciones de reacción (energía menor que la de activación, energía igual o mayor que la de activación pero orientación incorrecta y energía igual o mayor que la de activación y orientación correcta), y observar lo que ocurre en cada uno de los casos.

Si nos limitamos a colocar en el mismo recipiente dos sustancias distintas sólo tendremos una mezcla física. Por contra, si proporcionamos al sistema una energía superior a la energía de activación, se producirá una reacción química , formándose el producto de la reacción.

e) orden de reaccion

La velocidad de una reacción química depende de la cantidad disponible de reactivos, o más exactamente, de su concentración. Así, para una reacción del tipo:

R1 + R2    --> productos

la ecuación que relaciona la velocidad del proceso con la concentración de los reactivos se puede obtener experimentalmente, y se escribe en forma genérica como:

v = k [R1]n1 [R2]n2

donde k es una constante y n1 y n2 sendos coeficientes numéricos. Esta ecuación constituye la llamada ley de velocidad.

La constante de proporcionalidad k se denomina constante de velocidad y su dependencia con la temperatura fue establecida por Arrhenius en su ya famosa ley. El exponente n1 recibe el nombre de orden de la reacción respecto del reactivo R1 y el exponente n2 respecto del reactivo R2. El orden total viene dado por la suma de ambos (n1 + n2).

Los órdenes n1 y n2 no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada y su determinación se efectúa de forma experimental. Para ello se estudia cómo varía la velocidad de la reacción con la concentración del reactivo considerada, y a partir de los datos obtenidos se construye la gráfica correspondiente, y se determina su ecuación empírica; esta ecuación será del tipo v = k[R]n, siendo el n resultante el orden parcial de la reacción respecto del reactivo R.

f) tiempo de vida media

la velocidad de una reacción varia con el tiempo, al principio la concentración de los reactivos es elevada, pero a medida que la reacción progresa, dicha concentración disminuye y con ella la velocidad del proceso.

La determinación experimental de la velocidad de reacción en un momento dado, puede hacerse a partir de la grafica que representa la variación de la concentración de las sustancias que intervienen en el tiempo.

El tiempo para que la concentración inicial se reduzca a la mitad o periodo de vida media.

De aquí la vida media depende de la concentración inicial. Cuanto mayor es esta tanto menor será el tiempo para reducirla a la mitad.

Ahora como en el caso de la reacción de primer orden.

g. Mecanismo de reacción

El mecanismo de reacción es el conjunto de las fases o estados que constituyen una reacción química. Los mecanismos de reacción están ligados a la cinética química

Desde una vista termodinámico, una ecuación química, los reactivos son el estado inicial y los productos el estado final, hay una variación de energía libre. La energía libre debe ser negativa ya que será una reacción espontánea, es decir, que la reacción podrá llevarse a cabo sin ningún impedimento termodinámico.

Para hacer más fácil la explicación será mejor hacerla con un ejemplo:

∆G'= -

Para hacer el enlace A-B, los reactivos se tienen que cortar las distancias, pero esto aumenta la fuerza de repulsión de los electrones. Para evitar esta repulsión, los reactivos tendrán que acercarse con suficiente energía cinética. Por encima de esta

energía, las moléculas A y B forman enlaces y a la vez, las moléculas B y C están rompiendo el suyo. En este momento hay un complejo formado por A, B y C, llamado complejo activado. Al final todos los enlaces del B y C serán rotos y los enlaces A y B serán formados, es decir, los productos.

También hay que hacer mención de la energía de activación , que es la diferencia entre la energía de los reactivos y la del complejo activado. Se puede considerar como una barrera energética que debe pasar los reactivos para pasar a ser productos.

Tipos

Hay dos tipos de mecanismo, dependiendo del número de etapas que conlleven:

Reacciones elementales o concertadas

Transcurre en solo una etapa. Esta reacción se produce con la formación de un solo complejo activado y solo tiene que superar una barrera energética. Se representa en una sola ecuación química.

Reacciones complejas

Transcurre en 2 o más etapas, con formación de intermediarios. También podemos decir que es un conjunto de reacciones elementales, donde hay más de una formación de complejos activados diferentes y supera diferentes barreras energéticas. Se expresa en varias ecuaciones químicas o una global. En la ecuación química global, representa el estado inicial y el estado final del global de las reacciones, pero no presenta como ha transcurrido la reacción.

Los intermediarios son moléculas que aparecen en el mecanismo de la reacción, pero no en la ecuación inicial.

Molecularidad

La molecularidad es el números de moléculas que toma parte como reactivos en una reacción elemental. Dependiendo del número de moléculas que participan, se clasifican:

Unimoleculares: Solo participa una molécula.

Bimoleculares: Participan 2 moléculas.

Trimoleculares: Participan 3 moléculas (esta es muy rara).

Ejemplo de Mecanismo

Como ejemplo consideramos la reacción global entre el óxido nítrico y el oxígeno:

Se sabe que los productos no se forman directamente como resultado de la colición de dos moléculas NO con una molécula de O2 porque se ha encontrado la especie N2O2

durante el curso de la reacción. Un mecanismo posible es suponer que la reacción se lleva a cabo en dos etapas o reacciones elementales como las siguientes:

primera etapa

segunda etapa

En la primera etapa dos moléculas de NO chocan para formar una molécula de N2O2; es una reacción bimolecular. Después, sigue una reacción, entre el N2O2 y el O2 para formar dos moléculas de NO2; es una reacción bimolecular. La ecuación química global, que representa el cambio total, se puede interpretar como la suma de de estas dos etapas.Las especies como el N2O2 es el intermediario de la reacción.

3. explicar otros métodos para determinar la velocidad de una reacción.

Métodos químicos        En los métodos químicos se separa una cantidad de sustancia del reactor para su análisis. Para que los métodos químicos sean eficaces, deben ser rápidos en relación a la reacción a estudiar, en caso contrario la reacción se ha de frenar mientras transcurre el proceso de análisis. Las formas en las que podemos detener el avance de la reacción son diversas, dependiendo de cada sistema:

        -disminuyendo la temperatura de reacción.

        -eliminando el catalizador.

        -añadiendo un inhibidor al sistema.

        -eliminando alguno de los reactivos.

     Métodos Físicos

        En los métodos físicos se mide una propiedad física de la mezcla que cambie a lo largo de la reacción. Son rápidos y evitan tener que sacar muestras del reactor, por lo que en general son más indicados para el estudio cinético de una reacción. Los métodos físicos más frecuentes son:

        -medida de la presión en reacciones gaseosas

        -métodos dilatométricos (cambio en el volumen)

        -métodos ópticos (polarimetría, índice de refracción, colorimetría, espectrofotometría)

        -métodos eléctricos (conductimetría, potenciometría, polarografía).

        En contraposición a los métodos químicos que dan medidas absolutas de la concentración, los métodos físicos dan medidas relativas y en general se necesita una curva de calibrado de la propiedad física a medir en función de la concentración.

        Como hemos visto el estudio experimental de las velocidades de reacción se reduce a la medida de las concentraciones en función del tiempo a determinadas temperaturas. Sin embargo, en el caso de reacciones muy rápidas los métodos anteriores fallan casi siempre. A continuación vamos a describir algunos de los métodos utilizados para la medida de las reacciones muy rápidas.

 Métodos de relajación

        Si intentamos medir la velocidad de una reacción muy rápida por los métodos tradicionales descritos anteriormente, el tiempo de mezcla de los reaccionantes será un factor restrictivo. Por lo tanto cualquier método para la medida de velocidades de reacción que requiera mezclar los reaccionantes, no podrá aplicarse con éxito en estos casos. Los métodos de relajación evitan los problemas de mezclado.

        Los métodos de relajación difieren fundamentalmente de los descritos anteriormente, en que el estudio cinético no se comienza en el momento en el que los reaccionantes se mezclan, sino que se deja que el sistema alcance el equilibrio. Alcanzado el equilibrio el sistema se perturba y este evoluciona hasta su nueva posición de equilibrio. Si la diferencia en concentración de los dos estados no es muy grande, entonces la evolución de la concentración es una función exponencial simple caracterizada por una sola constante, el tiempo de relajamiento, t. El tiempo de relajamiento, t, se define como el tiempo necesario para que la diferencia de concentración entre los dos estados disminuya hasta 1/e de su valor inicial.

>        Para poder aplicar este método es necesario que la perturbación del equilibrio tenga lugar en un tiempo mucho menor que t. Para las reacciones más rápidas el tiempo de perturbación ha de ser del orden de 10-6 a 10-7 segundos. El camino hacia el nuevo equilibrio que siguen las especies que intervienen en la reacción se mide por medio de técnicas electrónicas de gran velocidad, por ejemplo con un osciloscopio.

 

I. BIBLIOGRAFIA:

http://www1.uprh.edu/inieves/macrotema/CINETICA_macrotema.htm

http://www.fortunecity.com/campus/earlham/850/transf3.html

http://www.angelfire.com/bug/quimica/pagina_nueva_3.htm

GASTOS PONS MUZZO, FÍSICO- QUIMICA