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

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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”

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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) ¿¿¿¿

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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

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III. Detalles Experimentales

Materiales de Laboratorio

Bureta, soporte universal y pinza para bureta

Pipeta

Vaso de precipitado

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Matraz Erlenmeyer

Probeta

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Bagueta

Reactivos:

Solución “A”: HCrO4−¿+HCl (K2Cr 2O 7 0,0037M enHCl3,5M )¿

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Solución “B”: KI al 3 %

Solución “C”: N a2S2O3 0,022M

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Alcohol

Almidón

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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

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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

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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×


× 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×


× 2moles¿¿ ¿

nHCrO 4−¿=11.88×10−5moles ¿

¿¿

nHCrO 4

−¿=0.022mol (Na2S 2O 3)

L×19.9mL× 10−3L

1mL×


× 2moles¿¿ ¿

nHCrO 4−¿=14.593×10−5 moles¿

¿¿

2. Graficar ¿ en función del tiempo. Determinar la velocidad inicial y sus

velocidades instantáneas.

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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”.

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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

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“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.

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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?

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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 :

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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

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