Informe nº 7
-
Upload
chuimaster -
Category
Documents
-
view
650 -
download
4
Transcript of Informe nº 7
LABORATORIO DE QUÍMICA
INFORME # 07:
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE
SAN MARCOS(Universidad del Perú, Decana de América)
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
HORARIO:
Viernes 17:00 – 21:00
INTEGRANTES:
Condori Alvarado, Alejandro [12130080]
De la Cruz Huallpa, David [12130124]
Centeno Ramos, José [12130078]
Portal Prieto, Julio [12130100]
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
I. Introducción
2
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
II. Principio Teórico
Se define velocidad de una reacción a la medida del cambio de
concentración por unidad de tiempo.
Toda reacción química ocurre con una velocidad definida, para que
los átomos, moléculas o iones puedan reaccionar (es decir transferir o
compartir electrones de valencia), pero primero deben hacer contacto;
debe haber una colisión. Segundo debe hacerse con una orientación
apropiada, a menos que las partículas en cuestión sean átomos
individuales o moléculas pequeñas y simétricas. Tercero, la colisión
deberá suministrar una cierta energía mínima, llamada energía de
activación.
La velocidad de la reacción es función principalmente de los
siguientes factores: concentración de los reactantes, temperatura,
presión, naturaleza de los componentes, área efectiva de contacto
entre reactantes, presencia de catalizadores e inhibidores.
Fundamentos
Se ha seleccionado una reacción cuya cinética es fácil de medir. Para
determinar el avance de la reacción se emplea la reacción de
oxidación de alcoholes con cromo (VI).
Fundamentos de la reacción
El K2Cr2O7 se transforma en HCrO4−¿ ¿, en medio acido (HCl)
Cr2O72−¿+H2OHcl
→
2HCr O4−¿ ¿¿ , solución “A”
3
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Al reaccionar con la solución A, el etanol se oxida a ácido acético
según la siguiente reacción:
3C2H 5OH (ac)+4HCrO¿−¿+16H (ac)
+¿→3CH 3COOH (ac)+4Cr (ac)3+¿+13 H 2O( l)¿ ¿¿
Naranja Verde
La ley de la velocidad para esta reacción se expresa como:
V=k|C2H 5OH|x¿¿
Sin embargo, si las concentraciones de etanol y de ácido son
suficientemente grandes, se puede considerar que la variación es
despreciable durante la reacción, por lo tanto C2H 5OH ¿ y H+¿¿ se
hacen prácticamente constantes y la ley de la velocidad se puede
reducir a:
V=k ¿¿
Fundamento de la determinación de la concentración por titulación
redox
En la reacción el ion HCrO4−¿ ¿ se transforma en Cr3+¿ ¿ conforme
transcurre el tiempo, lo cual se aprecia por el cambio de coloración de
naranja a verde.
La concentración del ion HCrO4−¿ ¿, se puede determinar a diferentes
tiempos por titulación redox, para ello se agrega KI(solución B),
teniendo lugar a la siguiente reacción:
2HCrO4 (ac)−¿+6 I (ac)
−¿+14 H (ac)
+¿→3 I2( ac)+2C r (ac)
3+¿+8H2
0(l) ¿¿¿¿
4
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Para determinar la concentración del ion HCrO4−¿ ¿
que en ese momento
reacciona con el yoduro hasta su cambio a yodo molecular, se ocurre a
titular este último con solución N a2S2O3 (solución C), según:
I 2(ac)+2N a2S2O3(ac)→2N aI(ac)+N a2S4O6 (ac)
Para esta titulación se emplea una solución de almidón como
indicador
5
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
III. Detalles Experimentales
Materiales de Laboratorio
Bureta, soporte universal y pinza para bureta
Pipeta
Vaso de precipitado
6
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Matraz Erlenmeyer
Probeta
7
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Bagueta
Reactivos:
Solución “A”: HCrO4−¿+HCl (K2Cr 2O 7 0,0037M enHCl3,5M )¿
8
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Solución “B”: KI al 3 %
Solución “C”: N a2S2O3 0,022M
9
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Alcohol
Almidón
10
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Procedimiento experimental
I. Determinación de ¿¿
1.º. Enjuagar la bureta con solución “C” y enrasar en 50mL.
2.º. Colocar en el matraz Erlenmeyer 5mL de solución “A” y
enseguida adicionar 2 mL de solución “B”. Agregar también el
indicador de almidón el cual revelara la presencia de yodo.
2HCrO¿−¿+14H (ac )
−¿ +6 I (ac )−¿→3 I2(ac )+2Cr (ac )
3+¿+8H 2O( l) ¿¿¿¿
5 mL de solución “A” 2 mL de solución “B”
3.º. Titular hasta el cambio de coloración de azul oscuro a verde
claro.
I 2(ac )+2N a2S2O3(ac )→2NaI (ac )+N a2S4O6(ac)
(+ Almidón) azul solución “C”
4.º. Anotar el volumen gastado de N a2S2O3 en la Tabla N°1
11
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
II. Determinación de ¿¿
1.º. Dentro del Erlenmeyer colocar 50 mL de solución “A” y
adicionar 1 mL de etanol, a partir de este momento se
contabiliza el tiempo de reacción.
2.º. Transcurridos 10 minutos transvasar un alícuota de 5mL de la
mezcla a otro Erlenmeyer, luego adicionar uniformemente 2mL
de solución “B” antes de realizar la titulación con la solución
“C”, agregar 10 gotas de solución de almidón, para observar el
viraje de color azul al verde.
3.º. Anotar el volumen gastado de solución “C” en la tabla Nº1
repetir las mediciones cada 10 minutos hasta completar la tabla.
Tabla Nº1
Tiempo (min) Solución “C”(mL) HCrO4−¿ ¿](M)
0 6.1 0.00894610 10.3 0.01510620 13.55 0.01987330 16.2 0.0237640 19.9 0.029186
12
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
IV. Datos y Cálculos
1. Tabular los resultados y hacer los cálculos de ¿¿ y ¿¿.
nHCrO 4−¿=MN a2 S2O 3
×VN a2 S2O3¿
nHCrO 4
−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)
L×6.1mL× 10−3 L
1mL×
1mol ( I2 )2moles (N a2S2O3 )
×2moles¿ ¿¿
nHCrO 4−¿=4.473× 10−5moles¿
¿¿
nHCrO 4
−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)
L×10.3mL× 10−3L
1mL×
1mol ( I2 )2moles (N a2S2O3 )
× 2moles¿¿ ¿
nHCrO 4−¿=7.553× 10−5moles¿
¿¿
nHCrO 4
−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)
L×13.55mL× 10−3L
1mL×
1mol ( I2 )2moles (N a2S2O3)
× 2moles ¿¿ ¿
nHCrO 4−¿=9.936× 10−5moles¿
¿¿
nHCrO 4
−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)
L×16.2mL× 10−3L
1mL×
1mol ( I2 )2moles (N a2S2O3 )
× 2moles¿¿ ¿
nHCrO 4−¿=11.88×10−5moles ¿
¿¿
nHCrO 4
−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)
L×19.9mL× 10−3L
1mL×
1mol ( I2 )2moles (N a2S2O3 )
× 2moles¿¿ ¿
nHCrO 4−¿=14.593×10−5 moles¿
¿¿
2. Graficar ¿ en función del tiempo. Determinar la velocidad inicial y sus
velocidades instantáneas.
13
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
3. Determine gráficamente si la reacción es de primer orden o segundo
orden.
4. Determina la constante de velocidad K, para la reacción y también
escriba la ley de la velocidad.
V. Conclusiones
Se demuestra la reversibilidad del cambio de ion Cromato a ion
Dicromato.
Se aprendió una nueva manera experimental para determinar el
equilibrio que se da en una reacción reversible. Esta técnica se
denomina “colorimetría”.
14
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
Durante la experiencia nos dimos cuenta de cómo afectan los
factores que modifican el equilibrio químico de las sustancias y
también su dirección de la reacción.
VI. Bibliografía
http://es.wikipedia.org/
Guías de prácticas de Laboratorio de Química
15
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
“Química Análisis de Principios y Aplicaciones” Tomo II
Editorial Lumbreras
Carrasco Venegas Luis - Química experimental
Química General7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. Mc
Graw-Hill Interamericana
VII.Cuestionario
1. Explique en que consiste la técnica colorimétrica.
Una solución tiene un determinado color de acuerdo a la
concentración de sus reactantes y productos. Este método se utiliza
para saber si la reacción de una muestra de dicha solución se ha
desplazado hacia la derecha o hacia la izquierda, tomando como
referencia una muestra base sin ninguna alteración.
16
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
2. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio obtenida?
Informa el lado favorecido en un equilibrio, también predice la
dirección en la que una reacción y permite calcular la concentración
de reactivos y productos una vez que se alcanza el equilibrio.
3. ¿Cuál será la concentración en el equilibrio del ion complejo ¿(ac) en
el tubo numero 3? Y ¿Cuál del ion SC N−¿ ¿ en el tubo Nº4?
α 3=7.872×10−4
¿(ac)=0.016−α 3=0.0152M
α 4=3.83×10−4
¿M
4. ¿Qué conclusiones se pueden deducir del estudio cualitativo del
sistema en equilibrio del ion Cromato – ion Dicromato?
Esta solución reacciona en medios ácidos y básicos. Se comprobó
experimentalmente que en medio ácido la reacción se desplaza hacia
la derecha, es decir el color pasa de amarillo a anaranjado y en medio
básico se desplaza hacia la izquierda de un color anaranjado a un
color amarillo. Además también se comprobó que la reacción es
reversible.
5. A 800K se mezcla en fase gaseosa 2 moles de NO con 1 mol de O2.
La reacción es :
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
La reacción llega al equilibrio con una presión total de 1 atm. El
análisis del sistema muestra que hay 0.71 moles de O2 en el
equilibrio. ¿Calcule la constante de equilibrio para la reacción?
17
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
PVT
=P1V 1
T 1
22.4273
= x800
x=65.64 L
[O2 inicial ]=1
65.64=0.0152M
[NO inicial ]=2
65.64=0.0304M
[O2 final ]=0.71
65.64=0.0108M
0.0152−α=0.0108
α=0.0044
0.0304−2α=0.0304−0.0044=0.0216M
K c=¿¿
6. La disociación del N2O4 en NO2 es de 16.7 % a 298 K y 1 atm. En un
recipiente de volumen constante según:
N2O4(g) 2 NO2(g) Calcular:
a) La constante de equilibrio
Si hay 1 mol inicial, entonces el número de moles del producto es
0.167 y del reactante es 0.833; y el volumen será:
V=nRTP
=1×0.082×2981
=24.44 L
Entonces las concentraciones serán:6,8×10−3 y 3 ,4×1 0−2
respectivamente, entonces:
K c=(6.8×10−3 )2
3. 4×1 0−2 =1.36×1 0−3
b) Considerando que Hº = 58.04 kj mol-1 para dicha reacción
prediga que sucede con el sistema en el equilibrio de acuerdo a
principio de Le Chatelier se :
18
[LABORATORIO DE QUÍMICA] [UNMSM]
1) Se eleva la temperatura
Si se eleva la temperatura la reacción se desplazara en la
dirección en que consuma calor en este caso hacia la derecha
2) Se incrementa la presión del sistema
Cuando se aumenta la presión aumenta favorece la reacción
donde hay menor volumen, en este caso se desplaza hacia la
derecha.
3) Se añade al sistema un gas inerte a presión constante
Por el hecho de ser inerte no afecta en nada a la reacción.
4) Se añade un catalizador al sistema
La adición de un catalizador aumenta la velocidad de
reacción para alcanzar el equilibrio pero no modifica las
concentraciones de los reactivos y de los productos, es decir
que no afecta al equilibrio químico.
5) Si se añade más N2O4(g)
Se desplaza hacia la derecha.
VIII.Anexo
19