República Bolivariana de Venezuela Ministerio del Poder Popular para la Educación

U.E. Colegio “Santo Tomás de Villanueva” Departamento de Ciencias

Cátedra: Química Año: 4° A, B y C Prof. Luis Aguilar

TRABAJO PRÁCTICO Nº 1

NOMBRE DEL ALUMNO: _________________________________________ Nº DE LISTA:_____ AÑO-SECCIÓN: _______ EQUIPO: _______ FECHA: _______________

1.- TÍTULO: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

2.- COMPETENCIAS A ALCANZAR:

2.1 Infiere los efectos de distintos factores físicos y químicos sobre las reacciones químicas

mediante procedimientos experimentales y fundamentándose en las bases teóricas, con la finalidad de proponer cómo acelerar o retardar un cambio químico.

2.2 Determina concentraciones en el equilibrio químico empleando los procedimientos matemáticos adecuados para identificar las condiciones de un sistema en estado de equilibrio y predecir el comportamiento del mismo al sufrir alteraciones.

. CINÉTICA QUÍMICA:

La cinética química es el área de estudio que se ocupa de la velocidad de reacción y de los factores que determinan esa velocidad. La palabra "cinética" sugiere movimiento, la idea de que las partículas de reactantes se mueven y chocan entre sí, siendo capaces de romper enlaces y así dar curso a la reacción química.

Las reacciones necesitan de una cantidad mínima de energía para iniciarse, llamada energía de activación. Por ejemplo, un fósforo no se enciende hasta frotarlo y el carbón no arde hasta que se le aplica un fósforo encendido. El calor liberado por el fósforo inicia la reacción entre el oxígeno del aire y el carbón. Como resultado de la reacción se desprende energía que se usa para continuar el proceso de combustión del carbón. VELOCIDAD DE REACCIÓN:

No todas las reacciones químicas ocurren con la misma rapidez. Existen unas muy rápidas, como la reacción del Zn en polvo con el HCl y otras muy lentas, como la oxidación del hierro. La cantidad de sustancia transformada o producida por unidad de tiempo recibe el nombre de rapidez de reacción.

TEORÍA DE LAS COLISIONES:

Para que ocurra una reacción química, los átomos que conforman las moléculas, deben chocar entre sí con la orientación correcta y la energía suficiente para romper enlaces. Aplicando la teoría de las colisiones, la velocidad de reacción depende de la frecuencia de los choques entre las partículas de los reactantes. Por lo tanto, cuando la concentración se incrementa, y al haber más choques, una mayor cantidad de ellos serán efectivos, es decir, aumentará la velocidad de reacción y, por lo tanto, el proceso

ocurrirá en menos tiempo. Aun cuando los choques sean efectivos, no todas las reacciones se producen con la misma velocidad. Algunas ocurren en forma inmediata y otras demoran mucho tiempo en producirse. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN:

Es la mínima cantidad de energía para que una

reacción ocurra, sólo si esta se alcanza, la reacción procede. Todo cambio (factor) que se provoque sobre la reacción y que favorece el que los reactantes alcancen la energía de activación, afectará la velocidad de dicha reacción. Si la colisión entre las partículas de reactante, con la orientación adecuada, posee una energía mayor que la energía de activación la reacción puede llevarse a cabo. Si su energía es menor que la de activación, las partículas chocarán, pero no sufrirán ningún cambio.

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN:

Los factores que afectan la velocidad de reacción son: la concentración de los reactantes, la

temperatura a la que ocurre la reacción, el estado de división de los reactantes, la presión en sistemas gaseosos y la presencia de catalizadores. Alterando uno o varios de estos factores es posible o, conseguir

que la reacción se detenga, o por el contrario que se desarrolle con una mayor rapidez.

Factor concentración. Es fácil comprender que mientras mayor sea el número de partículas de

reactantes (concentración), mayor será el número de colisiones y, por e lo tanto, mayor será la velocidad de reacción. Es decir, el proceso ocurrirá en menos tiempo. Por ejemplo: al abanicar el fuego estamos aumentando la concentración de oxígeno en el lugar de la combustión y, por lo tanto, aumenta la velocidad de reacción (de combustión) y el fuego se aviva más.

Factor temperatura: Al aumentar la temperatura de una sustancia, aumenta su agitación

térmica; esto es, se incrementa la energía cinética media de sus partículas. Por lo tanto, será mayor, el número de partículas que chocan y que tienen la energía suficiente como para que la colisión sea efectiva. En consecuencia, al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad de reacción, ya que las colisiones entre las partículas serán más frecuentes y más eficaces. Se ha observado experimentalmente que la velocidad en las reacciones químicas aumenta con la temperatura: por cada 10°C de aumento de temperatura, se duplica la velocidad. Es decir, la medida en que la temperatura es mayor, las reacciones se aceleran.

Factor estado de división. La velocidad de reacción será tanto mayor cuanto más divididos se

encuentren los reactantes, en el caso de reactivos sólidos. Según la teoría de las colisiones, una mayor superficie de contacto, como la que tiene un sólido finamente dividido, posibilita que haya más partículas que puedan colisionar y por lo tanto la reacción ocurre en menor intervalo de tiempo.

Agitación:

La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.

Factor presión. En el caso de que los reactantes sean gases, si se disminuye el volumen o se

aumenta la presión del recipiente que contiene las sustancias reaccionantes, las partículas "están obligadas" a estar más cerca unas de otras, por lo que chocarán más, aumentando la velocidad de reacción. En la figura se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.

Factor catalizador. Algunas reacciones ocurren muy lentamente. La velocidad de tales reacciones puede incrementarse gracias a la adición de catalizadores, unas sustancias que no son, ni los reactantes, ni los productos. Un catalizador es una sustancia que, aun en cantidades muy pequeñas, tiene la propiedad de acelerar una reacción, actuando activamente en el proceso pero, sin consumirse en ella. La acción de un catalizador se limita a bajar la barrera de la energía de activación de las partículas reaccionantes. Al necesitar menor energía de activación, por la presencia de un catalizador, un mayor número de partículas alcanza la energía suficiente para chocar eficazmente romper sus enlaces y así formar productos. Las enzimas son un ejemplo de catalizadores biológicos. Producidas por los organismos vivos, aceleran las reacciones que serían muy lentas a la temperatura del cuerpo.

EQUILIBRIO QUÍMICO:

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Variación de la concentración con el tiempo (H2 + I2 2 HI)

Equilibrio químico

Con

ce

ntr

acio

ne

s (

mo

l/l)

Tiempo (s)

[HI]

[I2]

[H2]

En el equilibrio químico la velocidad con la que se forman los productos a partir de los reactivos es

igual a la velocidad con la que los reactivos se forman a partir de los productos. Hablando estrictamente no existe una reacción que consuma todos los reaccionantes, es decir, nunca se consumen al 100%. Hay que recordar que, aunque no es evidente ningún cambio en un sistema en equilibrio, se lleva a cabo una actividad considerable. Ambas reacciones, la directa y la inversa, ocurren muy rápidamente, aunque las igualdades de sus velocidades oculten este hecho. El equilibrio es un estado dinámico.

EL EQUILIBRIO QUÍMICO Y EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Cuando se perturba un sistema en equilibrio, este se ajusta de manera que minimiza el efecto de perturbación. Este es el enunciado del principio de le Chatelier. A medida que el sistema se acomoda, la posición de equilibrio se desplaza e favor de más reaccionantes o productos.

Considerando como ejemplo el equilibrio

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

Supóngase que añadimos N2, a un recipiente que esta a temperatura constante y esperamos hasta que el sistema alcance el equilibrio. Se añade mas N2, lo que aumenta [N2], esto hace que el equilibrio se desplace a la derecha, agotando algo del N2 añadido, consumiendo algo de H2, y formando más NH3. Una vez restablecido el equilibrio, [N2] es mayor, [H2] menor, y [NH3] mayor que antes de añadir el N2. La respuesta de un sistema en equilibrio a la adición o sustracción de un componente puede demostrarse como la respuesta a un cambio de concentración y no de cantidad. LA LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

Se ha descrito como se desplaza un equilibrio en respuesta a una perturbación del mismo, pero

no hemos dicho todavía cuánto. Afortunadamente el tratamiento cuantitativo del equilibrio depende fundamentalmente de una sola y simple relación conocida como la ley del equilibrio químico. Primero definamos unas pocas cantidades.

A) EXPRESIÓN DE LA ACCIÓN DE MASAS

En general la expresión de acción de las masas Q es un cociente, una fracción que indica el producto de las concentraciones de los productos en el numerador y el producto de las concentraciones de los productos en el numerador y el producto de las concentraciones de los reaccionantes en e denominador. Cada concentración esta elevada a una potencia igual a su coeficiente en la ecuación balanceada. Para la reacción general

pH + qI + ....... → rJ + sK + ...

La expresión de ecuación de masas es

Q =

qp

sr

IH

KJ

Q puede tener cualquier valor porque depende de la extensión de la reacción. A medida que la reacción progresa, la expresión de masa aumenta, hasta que el sistema alcanza el equilibrio, después del cual no hay más cambios en Q.

B) LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

Se puede obtener resultados similares a cualquier temperatura dada, lo que nos lleva a formular la siguiente generalización conocida como la ley del equilibrio químico: a cualquier temperatura dada, el valor de la expresión de acción e masas, para cualquier reaccionen equilibrio es una constante. Esta se conoce como la constante de equilibrio K para la reacción a dicha temperatura. En otras palabras, en el equilibrio Q = K. Esta igualdad describe una condición que debe cumplir un sistema en equilibrio y se conoce como la condición de equilibrio.El valor numérico de la constante de equilibrio para una reacción depende de las unidades que se usen para la expresión de acción de masas.

Para los gases la expresión de acción de masas se describe a menudo como una función de las presiones parciales, usualmente en atmósferas.

Para : kA(g) + lB(g) ↔ mC(g) + nD(g)

Kp = B

lA

k

Dn

Cm

PP

PP

Donde las diferentes P representan las respectivas presiones parciales de las tres sustancias en

el equilibrio. Aunque Kc y Kp son constantes a cualquier temperatura no son necesariamente iguales. Es fácil hallar una relación entre las dos.

Kp = KC (RT)Δn

La magnitud de la constante de equilibrio da una indicación de la posición de equilibrio en una

reacción. Solamente si un sistema se halla en equilibrio la expresión de acción de masas iguala a la constante de equilibrio. La condición de equilibrio es que Q = K, cuando Q < K nos dice que la reacción procederá hacia la derecha y cuando Q > K, la acción procederá hacia la izquierda.

4.- PROBLEMA:

¿Se podrá determinar en el laboratorio la velocidad de una reacción química?

5.- MARCO EXPERIMENTAL:

Para responder la pregunta realizada al comenzar el presente trabajo práctico, se deben realizar varias actividades prácticas, no sin antes formular la hipótesis y las variables motivo de estudio.

Hipótesis

1.- Empleando correctamente procedimientos en el laboratorio se puede determinar la velocidad de una reacción química.

Variable Independiente

1.- Empleo correcto de procedimientos de laboratorio.

Variable Dependiente

1.- Determinación de los tiempos de reacción. .

MATERIALES:

Tubos de ensayo

Cocinilla

Gradilla

Vasos de precipitado

Crisoles

Pinzas de madera

Goteros

Fiolas

Balanza

Agitador de vidrio

Cronómetro

Clavos de hierro libres de óxido

Papel lija

Soporte universal

Embudo de adición

SUSTANCIAS:

Sal común (NaCl)

Almidón

Yoduro de potasio

Hielo

Ácido clorhídrico

Permanganato de potasio

Ácido sulfúrico

Sulfato cúprico

Alka-Seltzer

Agua

Limaduras de hierro

Aluminio

Zinc

Glicerina

Cobre

Ácido nítrico

Medidas de precaución:

Todas estas experiencias deben realizarse en la campana de extracción o en su defecto en ambientes con buena circulación de aire y usando guantes, tapaboca y lentes de seguridad. Es importante que no se inhalen los vapores desprendidos. El permanganato de potasio es un oxidante fuerte que en contacto con glicerina

produce una reacción altamente exotérmica, manténgase retirado y evite su contacto; ES IRRITANTE. El ácido sulfúrico es altamente irritante y corrosivo

6 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

ACTIVIDAD Nº 1: Rapidez de formación del complejo almidón-yodo.

Sigua los siguientes pasos:

a) Rotule 8 tubos de ensayo y colóquelos en una gradilla. b) Prepare 100 ml de disolución de almidón al 1% m/v y 100 ml de

yoduro de potasio al 1% m/v. c) Adicione 10 ml de la solución de almidón en cada tubo de ensayo. d) Coloque los cuatro primeros tubos de ensayo en un baño de hielo. e) Coloque los tubos restantes a temperatura ambiente. f) Adicione distintos volúmenes de la solución de yoduro de potasio

a cada tubo de ensayo, como se muestra a continuación y determine las masas utilizadas:

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

Tubo 4

Tubo 5

Tubo 6

Tubo 7

Tubo 8

Gotas de yoduro de potasio

10 15 20 25 10 15 20 25

Gramos de yoduro de

potasio

g) Registre el tiempo que tarda en aparecer la coloración:

Tubo Masa de KI (g)

Tiempo de aparición (s)

Velocidad de reacción (g/s)

1

2

3

4

5

6

7

8

h) Construya un gráfico de masa de KI transformada en función del tiempo para cada serie (los tubos

en frío y los tubos a temperatura ambiente) y a partir del mismo determine la velocidad de reacción. (2 Puntos)

7 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

ACTIVIDAD Nº 2: Efectos de la concentración de los reactivos en la rapidez de reacción.

Sigua los siguientes pasos:

a) Rotule dos tubos de ensayo. b) Agregue a los tubos de ensayo soluciones de HCl de

diferente concentración a una altura mayor que la de los clavos, de manera que en la concentración de HCl en el tubo 2 sea menor que la del tubo 1.

c) Introduzca en cada tubo un clavo de hierro, previamente lijado, de manera que quede completamente cubierto y registre el tiempo en el que ocurra un cambio.

Tubo Concentración Tiempo (s) Observaciones

1

2

ACTIVIDAD Nº 3: Efectos de la temperatura en la rapidez de reacción.

Siga los siguientes pasos:

a) Prepare en un matraz cónico una solución diluida de KMnO4. b) Vierta en tres tubos de ensayo limpios y secos 5 ml de solución

diluida de KMnO4. c) Agregue a cada tubo 10 gotas de H2SO4 concentrado. d) Caliente agua en un vaso de precipitado. e) Coloque con sumo cuidado uno de los tubos en agua caliente,

uno déjelo a temperatura ambiente y el otro colóquelo en hielo. f) Coloque un clavo libre de óxido en cada uno de los tubos y registre el tiempo en el que ocurra un

cambio. g) Tome nota de sus resultados.

Tubo Temperatura Tiempo (s) Observaciones

1

2

3 ACTIVIDAD Nº 4: Efecto de los catalizadores en la rapidez de reacción.

Sigua los siguientes pasos:

a) Vierta en dos tubos de ensayo limpios y secos 5 ml de solución diluida de KMnO4.

b) Agregue a cada tubo 5 gotas de H2SO4 concentrado. c) Agregue simultáneamente a cada tubo igual cantidad

de Zn en granallas. d) Vierta 10 gotas de solución de CuSO4 al primer tubo. e) Registre el tiempo en el que ocurra un cambio. f) Tome nota de sus resultados.

Tubo Presencia de CuSO4

Tiempo (s) Observaciones

1

2

8 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

ACTIVIDAD Nº 5: Efecto del grado de subdivisión en la rapidez de reacción.

Siga los siguientes pasos:

a) Disponga de dos vasos de precipitado limpios y secos y vierta 80 ml de agua en cada uno.

b) Pese y triture una tableta de Alka-Seltzer en un mortero. c) Vierta una tableta entera de Alka-Seltzer previamente pesada en un vaso

de precipitado y la tableta triturada en el otro vaso. d) Mida el tiempo de reacción completa. e) Repita el experimento pero empleando ahora en cada caso 2 tabletas. f) Tome nota de sus resultados.

ACTIVIDAD Nº 6: Efecto de la naturaleza de las sustancias reaccionantes en la rapidez de reacción.

Siga los siguientes pasos:

a) Tome una gradilla con tres tubos de ensayo. b) Añada a cada tubo 5 ml de solución diluida de HCl. c) Añada al primero una pequeña cantidad de limaduras de hierro; al

segundo, aluminio y al tercero, zinc. d) Mida los tiempos de reacción.

Tubo Metal Tiempo (s) Observaciones

1

2

3

Siga los siguientes pasos:

a) Coloque 2 g de KMnO4 en un crisol, e igual cantidad de cristales de NaCl en otro. b) Vierta 10 gotas de glicerina en cada uno de ellos. c) Mida los tiempos de reacción.

Crisol Sustancia Tiempo (s) Observaciones

1

2

Vaso de precipitado

Masa de la tableta (g)

Tiempo de reacción (s)

Velocidad de reacción (g/s)

1

2

3

4

9 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

ACTIVIDAD Nº 7: Síntesis y obtención del NO2

a) Realice el montaje de un generador de gases en frío, tal como lo indica la figura mostrada a continuación:

b) Coloque en el matraz de generación unas virutas de cobre y tape bien. c) Añada lentamente ácido nítrico concentrado a través del embudo de adición, y recoja el gas color pardo que sale por el tubo de desprendimiento. El dióxido de nitrógeno generado es más denso que el aire, por lo tanto lo desalojará del tubo de ensayo y le permitirá guardarlo usando simplemente un tapón de goma. d) Llene un total de 3 tubos de ensayo con el gas y una jeringa grande a la cual previamente se le obturó el orificio con cera.

e) La ecuación química del proceso es la siguiente:

Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

f) Anote sus observaciones:

ACTIVIDAD Nº 8: Efectos de la temperatura en el equilibrio:

a) Enumere los tubos de ensayo con las muestras del gas atrapado. b) El tubo uno servirá de referencia. Observe el color del gas. Este gas a temperatura

ambiente, representa un equilibrio gaseoso que se interpreta de la siguiente manera:

2NO2 N2O4 + 12,4 Kcal ΔH = 14,1 Kcal (Pardo) (Incoloro)

c) Disponga de 2 beaker de 400 ml, uno con agua caliente y otro con hielo. Observe lo

que sucede en cada caso. d) Anote sus observaciones:

10 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

ACTIVIDAD Nº 9: Efectos de la presión en el equilibrio:

a) Tome la jeringa en la cual capturó el NO2 y ejerza presión sobre el émbolo. Observe el color.

b) Disminuya la presión y observe nuevamente el color. c) Anote sus observaciones:

6.- ANÁLISIS DE RESULTADOS

Responda las siguientes cuestiones justificando su respuesta. 1.- ¿Por qué se aprecian diferencias en la rapidez de reacción del experimento 2? Responda en función de los argumentos de la teoría de las colisiones. (1 Punto)

2.- ¿Por qué se aprecian diferencias en la rapidez de reacción del experimento 3? Responda en función de los argumentos de la teoría de las colisiones. (1 Punto)

11 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

3.- Empleando un gráfico hipotético de energía Vs. Coordenadas de reacción, explique cómo afectan los catalizadores la rapidez de una reacción. (1 Punto)

4.- ¿Por qué se aprecian diferencias en la rapidez de reacción del experimento 5? Responda en función de los argumentos de la teoría de las colisiones. (1 Punto)

5.- ¿Qué son las enzimas y cuál es su función en el organismo? (0.5 Punto)

6.- ¿Por qué los alimentos se corrompen más rápido a temperatura ambiental que estando en la nevera? (0.5 Punto)

12 Práctica #1: Rapidez de reacción y equilibrio químico.

6.- Fundamentándose en el principio de Le Chatelier, explique el comportamiento del sistema en equilibrio formado por el dióxido de nitrógeno (4 Puntos)

Item % (Puntos)

Sí No Calificación

Prelaboratorio

25% (5 Pts.)

Uso de la bata de laboratorio 5% (1 Pto.)

Materiales de trabajo pedidos para cada práctica

5% (1 Pto.)

Trabajo en el equipo de laboratorio 5% (1 Pto.)

Carpeta de laboratorio 5% (1 Pto.)

Guía 55% (11 Pts.)

Total 100% (20 Pts.)