Factores que modifican_la_velocidad_de_un_cambio_quimico

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Factores que modifican_la_velocidad_de_un_cambio_quimico

  1. 1. FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UN CAMBIO QUIMICO Daniel Aramburo Mauricio Giraldo GRUPO: 14 1. Resumen Este laboratorio tiene como objetivo comprobar como la velocidad de las reacciones depende de condiciones como concentración, temperatura; entre otras. Es importante saber que la velocidad de una reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o un producto respecto al tiempo. También la velocidad de reacción depende de cuatro factores principalmente. La naturaleza de los reactivos, la concentración de reactivos, los catalizadores y la temperatura. En procedimiento realizado en el laboratorio fue medir con la bureta 1.5ml de la solución de ácido oxálico (0.64M) vertiéndolos en un tubo de ensayo. Después le añadimos 0.5ml de la solución permanganato de potasio (0.0633M; 1%peso/volumen); después de añadir las dos soluciones en un mismo tubo ensayo se agita y se anota el tiempo desde la adición de permanganato de potasio hasta que el color del ion permanganato sea sustituido por un amarillento; este proceso se repito pero variando la concentración de las soluciones y agregándole cierta cantidad de agua destilada. con esto observamos el efecto de la concentración en la velocidad de la reacción. Para analizar el efecto de la temperatura; cada grupo de laboratorio le toco una temperatura diferente para tomar el tiempo en que se tardaba la reacción; a nosotros nos tocó la temperatura ambiente, por lo cual no nos tocó meter nuestros tubos en baño maria, sino mezclar 3ml de oxálico y 0.5 de permanganato y agua destilada; mientras a los de temperatura de 20ºC;30ºC y 40ºC; les toco colocar las cantidades dadas anteriormente en tubos diferentes; y estos tres tubos llevarlos al baño maria la temperatura asignada y después de un tiempo mezclar el contenido de cada tubo en uno solo y tomar el tiempo en que se demoró en desaparecer el color rojizo fuerte. Podemos concluir que La velocidad de una reacción es proporcional al aumento de concentración de un producto o a la disminución de concentración de un reactivo por unidad de tiempo; y que al aumentar la temperatura la velocidad de la reacción también aumentaba. 2. Palabras clave: para esta práctica son necesarias algunas palabras para tener en cuenta, ya que serán de gran utilidad para el desarrollo de la misma  Velocidad de la reacción  Contante de velocidad (K)  Catalizadores  Ley de la velocidad 3. Introducción En esta práctica se tiene como objetivo general comprobar como la velocidad de las reacciones dependen de las condiciones experimentales, como la concentración. y la temperatura. En cuanto a los objetivos específicos: saber utilizar las ecuaciones de velocidad y aplicaras correctamente para tener resultados satisfactorios; analizar correctamente los resultados conseguidos. Dentro de los conceptos que tenemos que tener claro para la realizacion de la práctica está el de cinética química el cual es el área de la química que tiene relación con la rapidez o velocidad, con que ocurre una reacción química. La velocidad de una reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o de un producto respecto al tiempo (M/s). el conocimiento de la velocidad de reacciones es de gran utilidad para el diseño de fármacos, en el control de la contaminación y en el procesamiento de alimentos. Al expresar cualquier reacción por la ecuación general reactivos(A) productos (B), esto expresa que durante la reacción los reactivos se consumen mientras los productos se forman respecto al tiempo. V= [ ] o V= [ ] donde ∆[ ] o ∆[ ] son los cambios en la concentración en determinado ∆t. debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de tiempo, ∆[ ] es una cantidad negativa. La contante de velocidad (K), la cual es una constante de la proporcionalidad entre la velocidad y la concentración de reactivo. K=[ ] . La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de la velocidad y la concentración de los reactivos, elevadas a algunas potencias. V=k[ ]x [ ]y ; Donde k es la constante de velocidad y su magnitud cambia con la temperatura según Arrhenius; los exponentes x y y son los ordenes de reaccion y su suma da como resultado el orden general de la reaccion. Según lo anterior se pueden calsifcar las reacciones según su orden, si el orden general es 0, la reaccion es de orden cero , y si el orden general es 1, la reaccion es de primer orden y asi sucesivamente. Efecto de la concentracion: Casi todas las reacciones quimicas se llevan a cabo con mas rapidez si se aumenta la concentracion de uno o mas de los reactivos. A medida que la conecntracion aumenta, la frecuencia de colision de las moleculas aumenta, y esto origina velocidades mayores. Efecto de la temperatura: La velocidad de las reacciones quimicas aumenta con la temperatura. El aumento de temperatura incrementa la energia cinetica de las moleculas, al moverse con mayor rapidez, las moleculas chocan con mas frecuencia y tambien con mayor energia, lo que origina velocidades mayores.Efecto de los catalizadores:Los catalizadores son agentes que aumentan las velocidades de reaccion sin transformarse. Influyen en los tipos de colisiones que dan lugar a la reaccion.
  2. 2. 4. Resultados OBSERVACIONES La práctica se dividió en 2; primero se vio el efecto de la concentración en la velocidad de la reacción, y segundo se vio el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción a partir de unos datos iniciales proporcionados por el asesor en el laboratorio. Las observaciones realizadas en el laboratorio son:  Efecto de la concentración  1.5ml de ácido oxálico(0.64M)+0.5ml de permanganato de potasio(0.0633M; 1% peso/volumen) - Al mezclar el ácido oxálico con permanganato, la solución que dio fue color rojizo; pero al ser agitada por un tiempo paso a un color amarillo quemado( amarillo oscuro tirando a café)  3.0ml de ácido oxálico(0.64M)+0.5ml de permanganato de potasio(0.0633M; 1% peso/volumen)+0.5 agua destilada - Al mezclar el ácido oxálico con permanganato y agua destilada, la solución que dio fue de color rojizo; pero al ser agitada por un tiempo paso a un color amarillo mas claro que la anterior reacción ( amarillo pollito)  1.5ml de ácido oxálico(0.64M)+1.0ml de permanganato de potasio(0.0633M; 1% peso/volumen)+1.5 agua destilada - Al mezclar el ácido oxálico con permanganato y agua destilada, la solución que dio fue de color rojizo; pero al ser agitada por un tiempo paso a un color amarillo mas claro que la anterior reacción ( amarillo claro)  Efecto de la temperatura  Con una concentración de 3.0ml de acido oxálico, de 0.5 de permanganato de potasio y 0.5ml de agua destilada a temperatura ambiente, 20ºC, 30ºC y 40ºC; en todas las reacciones el color fue rojizo fuerte. Datos y resultados En primer lugar hallamos la ecuacion balanceada de la reaccion entre permanganato de potasio y el acido oxalico,y es: 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 6 H + → 2 Mn(2 +) + 10 CO2 + 8 H2O  Concentraciones:  Exp1 Oxalico KMnO4 V2 C2=V1C1 C2= C2= C2= ( )( ) ( ) C2= ( )( ) ( ) C2=0.0158M C2=0.48M  Exp 2 Oxalico KMnO4 V2 C2=V1C1 C2= C2= C2= ( )( ) ( ) C2= ( )( ) ( ) C2=0.00791M C2=0.48M  Exp 3 Oxalico KMnO4 V2 C2=V1C1 C2= C2= C2= ( )( ) ( ) C2= ( )( ) ( ) C2=0.0158M C2=0.24M E xp Volu men Oxáli co ml Volu men KMn O4 ml Ag ua ml Vo l To tal Con. oxáli co en la reac ción M inicia l Con. Oxáli co en la reac ción M inicia l Tie mpo seg ⁄ V 1 1.5 0.5 0 2 0.48 0.01 58 70 112.8 *10 -6 2 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00 791 142 2.78* 10 -5 3 1.5 1.0 1.5 4 0.24 0.01 58 305 25.9* 10 -6
  3. 3. Velocidad:  Exp1 [ ( ) ]=V 112.8*10 -6 =V  Exp 2 [( )]=V 2.78*10 -5 =V  Exp 3 [( )]=V 25.9*10 -6 =V Ley de velocidad [ ] [ ] V 0.0158 0.48 112.8*10 -6 0.00791 0.48 2.78*10 -5 0.0158 0.24 25.9*10 -6 [ ] [ ] x( ) x =X0.246 y( ) y =y0.229 xlog( ) ( ) ylog( ) ( ) x=2 y=2  V=K [ ]2 [ ]2 ⁄ [ ] [ ] 1.8 =K  V=K [ ]2 [ ]2 ⁄ [ ] [ ] 1.92 =K  V=K [ ]2 [ ]2 ⁄ [ ] [ ] 1.8 =K  Efecto de la temperatura Temperatura 19ºC 20ºC 30ºC T(k)=292.15K T(K)=293.15K T(K)=303.15 40ºC T(K)=313.15 Constante de equilibrio V=K [ ]2 [ ]2  19ºC ⁄ [ ] [ ] 6.85*10 -3 =K  20ºC ⁄ [ ] [ ] 989*10 -3 =K  30ºC ⁄ [ ] [ ] 2.42 =K Temper atura (ºC) V Oxál ico (ml) V KM nO4 (ml) Ag ua (ml ) V tot al Con , oxal ico M inici al Con. KMn O4 M inicia l T (s ) V (M/s) 19 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00 791 4 0 0 9.88* 10 -6 20 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00 791 2 7 7 14.27 *10 -6 30 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00 791 1 1 3 35*10 -6 40 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00 791 5 8 68.1* 10 -6
  4. 4.  40ºC ⁄ [ ] [ ] 4.72 =K Concentración Oxalico KMnO4 V2 C2=V1C1 C2= C2= C2= ( )( ) ( ) C2= ( )( ) ( ) C2=0.00791M C2=0.48M Velocidad  19ºC [( )]=V 9.88*10 -6 =V  20ºC [( )]=V 14.27*10 -6 =V  30ºC [( )]=V 35*10 -6 =V  40ºC [( )]=V 68.1*10 -6 =V T(K) K Ea 292.15 685*10 -3 293.15 989*10 -3 303.15 2.42 313.15 4.72 5. Análisis de resultados:  En el experimento de la temperatura se observó como la rapidez de la reacción se veía afectada, ya que a medida que la temperatura disminuía se podía ver claramente que la velocidad con la que reaccionaba la solución era más lenta.  En el experimento de la concentración se pudo ver claramente que la velocidad disminuía a medida que la concentración era menor.  En los dos casos, calor y concentración pudimos ver que al final que la solución tenía un cambio de color. (purpura – rojo oscuro). 6. Conclusiones:  La velocidad de una reacción es proporcional al aumento de concentración de un producto o a la disminución de concentración de un reactivo por unidad de tiempo  Un catalizador permite que la reacción tome rutas alternas afectando la velocidad de la misma al cambiar las energías de activación  Las energías de activación descienden en la mayoría de las reacciones catalizados.  Es posible encontrar catalizadores homogéneos los cuales existen en la misma fase que los reactivos; y los catalizadores heterogéneos, que existen en fase distinta de los reactivos, suelen ser sólidos.  A medida que lla temperatura asciende la constante de velocidad de una reacción sea más grande.  Una reacción de primer orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración de los reactivos elevada a la primera potencia.  Una reacción de segundo orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos, elevada a la segunda potencia, o de la concentración de dos reactivos diferentes , cada uno elevado a la primera potencia. 7. Fuentes BROWN Theodore, QUÍMICA DE LA CIENCIA CENTRAL. Editorial Prentice Hall. México. Novena edición 2004, capitulo 14, págs. ( 524 - 564). Ralph H. Petrucci, William S. Hardwood, F. Geoffrey Herring; QUIMICA GENERAL. Editorial Prentice Hall. Mexico. Octava Edicion, 2003, Capitulo 15, págs. (578 – 615). WHITTEN. Química general universitaria. Editorial Mc. Grawhill. Octava edición. Madrid. 8. Respuestas al cuestionario
  5. 5. 1. Mencione reacciones que sean aceleradas por la luz y discuta ¿si este es catalizador o fuente de energía? Las reacciones aceleradas por la luz se conocen con el nombre de “reacción fotoquímica”, debido a que se desencadena por acción de la luz, tanto visible como ultravioleta. Generalmente, la luz actúa como un catalizador debido a que se encarga de acelerar la mayoría de las reacciones; pero a su vez es una fuente de energía que le permite liberar rayos que hacen contacto con la reacción, y así la acelera. Algunas de las reacciones aceleradas por esta fuente de energía son:  La fotólisis: consiste en la disociación de moléculas orgánicas complejas por efecto de la luz. (Es el proceso en el que se basa la fotosíntesis)  Procesos fotoquímicas: a) Reacciones en la oscuridad que adquieren su energía de activación a través de las colisiones sucesivas al azar. b) Reacciones fotoquímicas que adquieren la energía de activación a través de la absorción de fotones. En los procesos fotoquímicas podemos encontrar el revelado de placas, es decir la fotografía cuenta con una serie de reacciones fotoquímicas: los efectos ópticos y las características físicas de la película.  Fotocatálisis: es un proceso que se basa en la absorción directa o indirecta de energía radiante, visible o UV, por el sensibilizador. Algunos foto catalizadores son: TiO2 – Fe – Cu – Cr.  Fotocatálisis heterogénea: forma parte de los llamados Procesos de Oxidación Avanzados (POA) o Tecnologías de Oxidación Avanzadas (TAO). Se trata de procesos con potencial de producir radicales hidroxilo, especies altamente oxidantes, en cantidades suficientes para mineralizar materia orgánica a dióxido de carbono, agua e iones inorgánicos. Algunos fotoscatalizadores heterogéneos son: TiO2 – zeolitas – sepiolitas. 2. ¿Cuáles son los catalizadores comerciales en la fabricación de: Acido sulfúrico (H2SO4): Es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y es soluble en agua en cualquier proporción. El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, en la batería de plomo, que se utiliza en automóviles. El método de obtención, se conoce con el nombre de: método de contacto, se basa en la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, bajo la influencia de un catalizador. El platino dividido muy finamente, que es el catalizador más eficaz, tiene dos desventajas: es muy caro y además, ciertas impurezas existentes en el dióxido de azufre ordinario lo envenenan y reducen su actividad. Muchos productores de ácido sulfúrico utilizan dos catalizadores: primero, uno más resistente aunque menos efectivo, como el óxido de hierro o el óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una cantidad menor de platino para terminar el proceso. Otro catalizador utilizado en este proceso es el casmio. Amoniaco (NH3): El amoniaco es un gas de olor picante, incoloro y muy soluble en agua. Disuelto en agua, el amoniaco se convierte en hidróxido de amonio, de marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los materiales alcalinos. El amoniaco se produce sintéticamente a partir de hidrógeno y nitrógeno por el proceso de Haber, que consiste en pasar una mezcla estequiometria de hidrógeno y nitrógeno a través de un lecho catalizador, formado principalmente por óxidos de hierro, en el que se mantiene una temperatura de unos 500ºC, pues, aun empleando catalizadores, la velocidad es muy lenta a temperaturas inferiores y no es rentable económicamente. La reacción es reversible y exotérmica. Existen ciertas sustancias llamadas promotoras, que no tienen capacidad catalítica en sí, pero aumentan la eficacia de los catalizadores. Por ejemplo, al añadir alúmina a hierro finamente dividido, ésta aumenta la capacidad del hierro para catalizar la obtención de amoníaco a partir de una mezcla de nitrógeno e hidrógeno. Hidrogenación de grasas: Para el proceso de hidrogenación de grasa es común hacer uso de catalizadores como los derivados del níquel, por ejemplo: -Acetato de níquel: se presenta bajo forma de polvo verde y emana el típico olor del ácido acético. El acetato de níquel es soluble en el agua, pero no es soluble en alcohol; se utiliza principalmente como mordente en tintorería o como catalizador en algunas reacciones de hidrogenación catalítica. -Níquel carbonato polvo: El níquel carbonato se presenta bajo forma de cristales con un típico color verde; es insoluble en el agua, pero bastante soluble en los ácidos. Si el carbonato de níquel se reduce con hidrógeno a una T superior a los 300° se obtiene níquel subdividido que se emplea mucho en la catálisis. -Níquel en polvo: El níquel no se halla naturalmente en estado libre, sino que asociado a otros numerosos minerales; es un metal blanco brillante y posee una gran maleabilidad. El níquel se deshace con dificultad en el ácido sulfúrico, mientras que es fácilmente atacado por el ácido nítrico. En polvo, conocido con
  6. 6. el nombre de níquel Raney se utiliza como catalizador de muchas reacciones químicas. - Sulfato de níquel: El sulfato de níquel se presenta bajo forma de cristales de color azul o verde esmeralda y tiene una buena solubilidad en el agua y en el alcohol etílico; el sulfato de níquel se emplea fundamentalmente en la niqueladura y en la industria química para la fabricación de catalizadores para la hidrogenación de las grasa.

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