TRABAJO PRÁCTICO N° 6 CINÉTICA QUÍMICA La cinética química

TRABAJO PRÁCTICO N° 6
CINÉTICA QUÍMICA
La cinética química estudia la velocidad a las que se producen las reacciones químicas y los
mecanismos a través de los cuales se producen dichas reacciones.
Definición de la velocidad de reacción:
Dada la siguiente reacción química ;
a A + b B → c C + d D,
donde [A], [B], [C] y [D] son las respectivas concentraciones molares instantáneas, se
define velocidad de reacción como:
v = - 1 d[A]
a dt
=
- 1 d[B]
b dt
=
1d[C]
c dt
=
1d[D]
d dt
o sea, la variación de la concentración de una sustancia (reactivos o productos) en la unidad
de tiempo, teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos.
Catalizadores: son aquellas sustancias que aumentan la velocidad de reacción química.
Los inhibidores tienen un efecto contrario.
Ecuación cinética: expresa la velocidad de una reacción química sobre la base de la
concentración de las sustancias actuantes. Por ejemplo en la reacción aA + b B →cC + dD, la
ecuación cinética en el instante t, sería:
v = - 1d[A] = k [A]X [B]y
a dt
donde x e y son exponentes determinados experimentalmente, que sólo coinciden con los
coeficientes estequiométricos cuando la reacción se produce en una sola etapa. La ecuación
cinética, por lo tanto, se obtiene, experimentalmente, k es una constante de proporcionalidad,
llamada constante específica de reacción y solo depende de la temperatura
Orden parcial y orden total de una reacción: en la ecuación cinética anterior, x representa el
orden parcial respecto a la sustancia A e y representa el orden parcial respecto de la sustancia B.
La suma de los órdenes parciales da el orden de una reacción u orden total de la reacción. En el
ejemplo citado, si x + y = z, z será el orden total de dicha reacción química. Debe aclararse que x
e y pueden ser o no números enteros o pueden también tomar el valor cero.
Molecularidad de una reacción neta y su relación con el orden total: en algunas reacciones,
la transformación química ocurre en un solo paso; dos moléculas reaccionantes chocan y
producen los productos de la reacción, por ejemplo:
NO (g) + O3 (g) →
NO2 (g) + O2 (g)
En la mayoría, el camino no es tan simple; por ejemplo en la reacción:
H2O2 + 2 Br-- + 2 H+ → Br2 + 2 H2O
La probabilidad de que cinco especies químicas choquen al mismo tiempo es muy pequeña;
en realidad ocurre lo siguiente:
1) H2O2 + Br- + H+ → HBrO + H2O
2) HBrO + Br- + H+ → Br2 + H2O
o sea que existen dos procesos; cada uno implica la colisión de tres partículas. Cada uno de
esos procesos se denomina proceso elemental y al conjunto de todos ellos se los denomina
mecanismo de la reacción y se determinan experimentalmente.
Los procesos elementales se clasifican según el número de moléculas intervinientes o
molecularidad y el orden de una reacción, los cuales no tienen porque ser iguales.
Etapa control o paso determinante de un mecanismo adoptado: si en un mecanismo
adoptado, uno de los procesos elementales es mucho más lento que todos los otros, la velocidad
resultante será exactamente igual a la velocidad de ese proceso elemental lento; por lo tanto se
denomina etapa control o paso determinante al más lento de todos los procesos elementales. Así
en el ejemplo anterior el proceso elemental 1) es el más lento y por lo tanto la velocidad de la
reacción será:
v = k [ H2O2 ] [ Br - ] [ H+ ]
es decir, es un proceso elemental de molecualaridad tres.
En la ecuación cinética anterior figura la constante k , la constante específica de reacción ;
su valor numérico es característico de cada ecuación cinética y dentro de una misma reacción
química sólo varía con la temperatura, a través de la ecuación de Arrhenius:
k = A e -Ea/RT
donde:
A es una constante que depende de la reacción química considerada,
Ea es la energía de activación (generalmente se mide en kJ/mol), R = 8,31 J/ K mol
T es la temperatura en Kelvin.
PARTE EXPERIMENTAL
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
Se estudiarán los efectos de los cambios de concentración de reactivos y de la temperatura
sobre la velocidad de reacción. Ambos efectos serán estudiados para la siguiente reacción reloj:
IO3 - + 3 HSO3 - ⎯→ I - + 3 SO4 2- + 3 H+ (reacción lenta)
5 I - + 6 H + + IO3 - ⎯→ 3 I2 + 3 H2O (reacción prácticamente instantánea)
La reacción reloj, se lleva a cabo mezclando las soluciones A y B, como se detallará a
continuación.
Reactivos y materiales necesarios
-
-
Solución A : KIO3 0,02 M
Solución B: NaHSO3 0,02 M
Solución de almidón (se puede prescindir)
Tubos de ensayo
Pipetas
Cronómetro (o reloj con segundero)
Termómetro
Mechero
Tela metálica
Trípode
Granallas de zinc
Solución de H2SO4 5%.
Solución de CuSO4 5%.
¾ EXPERIENCIA N°1 : Efecto de las distintas concentraciones sobre la velocidad de
reacción.
1) Tomar 4 tubos de ensayo, numerarlos y proceder según el siguiente cuadro:
Tubo N°
Solución A (cm3)
1
2
3
4
5,0
4,0
2,5
2,0
H2O destilada
(cm3)
1,0
2,5
3,0
almidón
(gotas)
5
5
5
5
2) Agregar al Tubo N°1 5,0 cm3 de solución B, agitar y simultáneamente largar el cronómetro
para medir el tiempo en que tarda la aparición del color azul por agregado de almidón, Este será el
tiempo t1 en segundos.
3) Proceder con los restantes tubos de ensayos (N°2, N°3 y N°4) , de la misma manera que
con el tubo N°1, para medir los respectivos tiempos t2, t3 y t4.
RECORDAR: de no emplear almidón como reactivo indicador, se debe tomar el tiempo cuando
aparece un color pardo en vez de azul.
¾ EXPERIENCIA N°2:
Efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción.
Para esta experiencia, deberá preparar baños de agua corriente (no destilada) a tres
temperaturas diferentes. Por ejemplo: temperatura ambiente, 40°C y 70°C, (o las que Ud.
prefiera).
1) Tomar seis tubos de ensayos, numerarlos y proceder según el siguiente cuadro:
Tubo N°
1
2
3
4
5
6
Solución A
(cm3)
2,5
2,5
2,5
-
H2O destilada
(cm3)
2,5
2,5
2,5
-
almidón
(gotas)
5
5
5
-
Solución B
(cm3)
5,0
5,0
5,0
2) Colocar los tubos N° 1 y 4 en el primer baño de agua (por ejemplo el de temperatura
ambiente).
3) Dejarlos un tiempo aproximado de 5 minutos, para que alcancen la temperatura del baño
de agua. Tomar la precaución que el nivel del agua sobrepase el nivel del líquido contenido en el
tubo de ensayo.
4) Volcar el contenido del tubo N° 4 en el tubo N° 1, agitar y colocar el tubo nuevamente en
el baño. Medir el tiempo t´ en segundos, para que aparezca el color azul.
5) Proceder de igual modo con los tubos 2 y 5 en el segundo baño de agua (por ejemplo
40°C). a fin de registrar t ´´.
6) Ídem con los tubos 3 y 6 en el tercer baño de agua (por ejemplo 70°C) para registrar t´´´.
RECORDAR: de no emplear almidón como reactivo indicador, se debe tomar el tiempo cuando
aparece un color pardo en vez de azul.
¾ EXPERIENCIA N°3
Efecto de catalizadores sobre la velocidad de reacción.
En ciertos casos la velocidad de desplazamiento del hidrógeno por un metal es aumentada
por la acción catalítica de cationes metálicos.
Esta experiencia debe realizarse simultáneamente para poder comparar la acción catalítica
del ión metálico. Es conveniente que el tamaño de ambas granallas de zinc sea semejante y
pequeño.
Preparar dos tubos de ensayos y rotularlos:
Tubo N°1: colocar una granalla pequeña de zinc y agregar 5,0 cm3 de H2SO4 al
5%.
TuboN°2: colocar una granalla pequeña de zinc, una gota de solución de CuSO4 al
5% y 5,0 cm3 de H2SO4 al 5%.
Observar y completar el informe.
INFORME TP N° 6
CINÉTICA QUÍMICA
¾ EXPERIENCIA N°1
reacción.
Efecto de las distintas concentraciones sobre la velocidad de
Completar:
Tubo N°
1
Solución A (M)
Tiempo (seg)
2
3
4
Conclusiones:
¾ EXPERIENCIA N°2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción.
Completar:
Tubos N°
1+ 4
2+5
3+6
Conclusiones:
Temperatura (°C)
Tiempo (seg)
¾ EXPERIENCIA N°3:
Efecto de catalizadores sobre la velocidad de reacción
Ecuaciones químicas correspondientes al Tubo N°1:
Ecuaciones químicas correspondientes al Tubo N°2;
Conclusiones:
CUESTIONARIO Y ACTIVIDADES DE APLICACIÓN
1. Construir con los datos obtenidos en la Experiencia N°1, un gráfico [A ] (Molaridad) vs
tiempo (segundos).
2. Construir con los datos obtenidos en la Experiencia N°1, un gráfico ln [ A ] vs tiempo
(segundos). Predecir el orden de reacción.
3. Construir con los datos obtenidos en la Experiencia N°2, un gráfico tiempo (segundos) vs
temperatura (°C). Extraer conclusiones.
4. Escribir la expresión de la ley de velocidad para la reacción de la Experiencia Nº1.
5. ¿Cuál es la relación que existe entre la energía de activación y los catalizadores?