Reporte De Práctica 2.1 Generación De Datos Cinéticos De Una Reacción Química..docx

PRÁCTICA 2.1. GENERACIÓN DE DATOS CINÉTICOS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE ATITALAQUIA

INGENIERÍA QUÍMICA LABORATORIO INTEGRAL II

Saúl Axel Cerón García. Claudia Noemí Reyes Juárez. Jesús Ubaldo Ramírez Vergara. Adrián Rafael Moreno Urbano.

Docente: Ing. Alejandra Pérez Ángeles Diciembre 2018

CONTENIDO OBJETIVO GENERAL ...................................................................................................................... 2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS .......................................................................................................... 2 INTRODUCCIÓN .............................................................................................................................. 2 MATERIALES Y REACTIVOS ........................................................................................................ 7 PROCEDIMIENTO ............................................................................................................................ 8 CÁLCULOS ........................................................................................................................................ 8 EVIDENCIAS DE CÁLCULOS ..........................................................Error! Bookmark not defined. EVIDENCIAS FÍSICAS DE LA PRÁCTICA .................................................................................. 11 ANÁLISIS DE RESULTADOS ....................................................................................................... 12 CONCLUSIONES ............................................................................................................................ 13 BIBLIOGRAFÍA............................................................................................................................... 13

ÍNDICE DE ILUSTRACIONES No se encuentran elementos de tabla de ilustraciones.

OBJETIVO GENERAL Identificar la cinética química de una reacción.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS   

Establecer las condiciones de reacción. Realizar la reacción química bajo las condiciones establecidas. Obtener datos cinéticos de la reacción.

INTRODUCCIÓN CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS Equilibrio químico Es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo a pesar de que la reacción sigue Equilibrio homogéneo: Reacciones en que todos los productos y reactivos están en la misma fase. 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 𝑉𝑑 = 𝑘𝑑[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 𝑉𝑖 = 𝑘𝑖[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 𝑘𝑑[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 = 𝑘𝑖[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 𝐾𝑑 = 𝐾𝑐 𝐾𝑖 [𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 𝐾𝑐 = [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 Ésta constante Kc, es la que se denomina constante de equilibrio.

La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción así: 

Cuando 𝐾𝑐 > 1 en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierte en productos



Cuando 𝐾𝑐 = 1 en el equilibrio prácticamente solo existe en los productos.



Cuando 𝐾𝑐 < 1 indica que cuando se establece el equilibrio la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de productos.

El valor de la constante de equilibrio K, depende de la temperatura y de la forma en la que se expresen las concentraciones de equilibrio de reactivos y productos, es ero es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos presentes en el proceso. La importancia de conocer el valor de Kc de un proceso químico radica en que conociendo su valor pueden calcularse las concentraciones máximas de productos para una concentración de reactivos dada. Las reacciones químicas suelen tener lugar frecuentemente en fase homogénea liquida o gaseosa, ya que de este modo se incrementa notablemente la velocidad de reacción. Para equilibrios en fase liquida suele emplearse la constante de equilibrio Kc, ya que pueden conocerse las concentraciones en moles/L de reactivos y productos. Cuando se producen reacciones en fase gaseosa, otra forma de dar composición de un sistema en el que transcurre un proceso químico es a través de las presiones parciales de cada gas, en lugar de las concentraciones molares. Puesto que 𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 Entonces 𝑃𝑎 =

𝑛𝑎 𝑅𝑇 = 𝐶𝑎 𝑅𝑇 𝑉

Para cada reactivo o producto suponiendo que la mezcla de gases pueda considerarse una mezcla ideal. Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio Kc tenemos:

𝐾𝑐 =

Donde:

[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏

=

𝑃𝐶 𝑐 𝑃𝐷 𝑑 (𝑅𝑇 ) (𝑅𝑇) 𝑃𝐴 𝑎 𝑃𝐵 𝑏 (𝑅𝑇 ) (𝑅𝑇)

=

𝐾𝑝 𝑃𝐶𝑐 𝑃𝐷𝑑 (𝑅𝑇)−(𝑐+𝑑−𝑎−𝑏) = 𝑎 𝑏 (𝑅𝑇)∆𝑛 𝑃𝐴 𝑃𝐵

𝐾𝑝 es la constante de equilibrio en términos de presiones parciales 𝑇 𝑒𝑠 𝑙𝑎 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑛 𝐾 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 ∆𝑛 = (𝑐 + 𝑑 − 𝑎 − 𝑏) 𝑒𝑠 𝑒𝑙 𝑖𝑛𝑐𝑟𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑛𝑢𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑜𝑠𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛

También es frecuente expresar la contente de equilibrio en términos de fracciones molares cuando se conoce la presión total del sistema. Puesto que 𝑃𝐴 = 𝑋𝐴 𝑃, podemos poner que: 𝑃𝐶𝑐 𝑃𝐷𝑑 (𝑋𝐶 𝑃)𝑐 (𝑋𝐷 𝑃)𝑑 𝑋𝐶𝑐 𝑋𝐷𝑑 𝐾𝑝 = 𝑎 𝑏 = = 𝑎 𝑏 (𝑃)−(𝑐+𝑑−𝑎−𝑏) = 𝐾𝑥 𝑃∆𝑛 𝑎 𝑏 (𝑋 (𝑋 𝑃𝐴 𝑃𝐵 𝑋𝐴 𝑋𝐵 𝐴 𝑃) 𝐴 𝑃) Siendo 𝐾𝑥 𝑙𝑎 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 𝑒𝑛 𝑡é𝑟𝑚𝑖𝑛𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑓𝑟𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑒𝑠 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑒𝑠 𝑃 𝑙𝑎 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑖𝑜𝑛 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑚𝑒𝑧𝑐𝑙𝑎 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑜𝑠𝑎 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙𝑖𝑏𝑟𝑖𝑜 Si alguna de las sustancias que interviene en el equilibrio es un sólido o un líquido, sus presiones de vapor son prácticamente despreciables frente a la presión de vapor de las sustancias gaseosas, y además su valor prácticamente permanece constante, por lo que el término de presión parcial correspondiente a las mismas se incluye en el valor de la constante de equilibrio y es por eso que no figura en el cociente de la ley de acción de masas. DATOS CINETICOS DE UNA REACCION QUIMICA La cinética se puede subdividir en la cinética física que estudia los fenómenos físicos tales como la difusión y viscosidad; en cambio la cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas (incluye cambio de enlaces covalente como no covalentes). Mecanismos de reacción. Si consideramos una reacción: AB + C  A + BC Tomando que los componentes de lado izquierdo son los reactivos, y los del lado derecho corresponden al estado final o productos; en ocasiones los reactivos no se

transforman inmediatamente en productos, esto se presenta cuando los reactivos presentan una estabilidad. Está resistencia que sucede en la reacción química se debe, a la energía necesaria para pasar de reactivos a productos. Deduciendo que el sistema reactivo sigue una trayectoria y que pasa a través de un máximo que se encuentra en algún lado entre los estados final e inicial. Esta posición de máxima energía se conoce estado de transición de la reacción la diferencia de energía entre el estado inicial es la barrera de energía de la reacción; una reacción de un solo paso tiene un solo estado de transición recibiendo el nombre de reacción elemental.

Figura 1. Representación de estado de transición de la reacción. Las reacciones químicas (globales) consisten de dos o más reacciones elementales, cuya combinación es una reacción compleja. La velocidad de una reacción está relacionada con la altura de la barrera energética de la trayectoria de la reacción; y una descripción mecánica cuántica de la estructura del estado de transición, es decir depende de las concentraciones de los reactivos y las reacciones reversibles dependen de las concentraciones de los productos. La relación funcional entre la velocidad de reacción y las concentraciones del sistema (generalmente a temperatura, presión, y demás condiciones ambientales constantes), se llama, ecuación de velocidad o ley de velocidad. La interpretación de los datos cinéticos se basa principalmente en un hallazgo empírico llamado “Ley de acción de masas”: en una solución diluida la velocidad de una reacción

elemental es proporcional a las concentraciones de los reactivos, elevados a las potencias de sus coeficientes estequiométricos y es independiente de otras concentraciones y reacciones. Una reacción elemental: A

+ B 

Y + Z

Su ley de velocidad de acuerdo a la ley de acción de masas es V=kcAcB

Ó

V=k[A][B]

En forma semejante para la reacción elemental reversible: V=kfcA - krcB La reacción hacia la derecha como hacia la izquierda deben cumplir con el requisito de la ley de acción de masas. Para reacciones elementales la ley de velocidad se puede deducir del coeficiente estequiométrico de la ecuación. Las reacciones elementales se pueden describir por su molecularidad, que especifica el número de reactivos que están involucrados en el paso de la reacción 

Si un reactivo se descompone en forma espontánea en un solo paso se denomina reacción unimolecular



Si en una reacción dos reactivos

A y B reacciona para dar productos se

trata de una reacción bimolecular Una reacción elemental es aquella en la que la molecularidad y el orden global dela reacción son los mismos: es decir reacción elemental bimolecular es de segundo orden, y así sucesivamente. Existe diferencia entre la molecularidad y el orden; en la molecularidad se consideran valores entero(0,1,2), mientras que el orden se determina experimentalmente y puede no tomar valores enteros, negativos, fraccionarios, positivos, etc. Constante de velocidad de reacción: V=−

𝑑[𝐴] 𝑑𝑡

= k[A][B]

k=constante de velocidad, independiente de las

concentraciones.

Se ha definido la velocidad de una reacción en términos de concentraciones, órdenes y constantes de velocidad. Considerando el comportamiento con respecto al tiempo de la concentración de los reactivos en reacciones elementales con órdenes simples. El

comportamiento con respecto al tiempo se determina integrando la ley de velocidad para una expresión de velocidad particular. La ley de velocidad para una reacción de orden cero es: V=−

𝑑[𝐴] 𝑑𝑡

= k[A] =k

En el estudio de la cinética de una reacción se utiliza el concepto de vida media que se refiere al el tiempo necesario que para que haya reaccionado la mitad de su concentración inicial Suele representarse como t1/2. En el caso de una reacción de primer orden, cuya ecuación de velocidad es. V=k*[A] Entonces según la definición de t1/2, tenemos que: 𝑡 = 𝑡1⁄ → [𝐴] = 2

[𝐴]0 2

Usando la fórmula logarítmica para las reacciones de primer Ln[A]=ln[A]0 – kt Tendremos que: 𝑙𝑛

[𝐴]0 2

= ln[A]0 – kt

Por lo tanto ln[A]0 -ln2 - ln[A]0 =-k*𝑡1⁄

2

Obtenemos: 𝑡1⁄ = 2

1 𝑘 ∗ [A]0

Considerando en este caso que el tiempo de vida es independiente de la concentración inicial, por otra parte se evidencia que la constante de velocidad especifica tiene dimensiones de (tiempo)-1y también es independiente de la concentración inicial.

MATERIALES Y REACTIVOS 

1 Vaso de precipitado 500 mL



1 Probeta de 1000 mL



1 Matraz Erlenmeyer de 250 mL



2 Mangueras

 

Manómetro Bicarbonato de sodio 5 g



Vinagre 30 mL

PROCEDIMIENTO 1. Pesar el bicarbonato de sodio a 0.5 gramos, 1 gramo y 1.5 gramos para cada muestra. 2. Con una probeta medir 10 mL de vinagre para cada una de las muestras. 3. Etiquetar cada matraz con la cantidad de gramos y mL que conforman cada solución. 4. Por otro lado preparar el vaso de precipitado y la probeta con agua para medir la cantidad de gas introducido por la reacción. 5. Una de las mangueras estará conectada al manómetro para medir la presión del sistema. 6. Conectar al matraz la manguera para posteriormente vaciar en el bicarbonato de sodio y empezar a atrapar el gas liberado 7. Registrar tiempo y volumen en el que se tardó en llevar a cabo la reacción de cada una de las soluciones.

CÁLCULOS Datos R = 0.082 atm L mol–1 K–1 Temperatura Ambiente= 20°C Tabla 1. Obtención de CO2 en muestra con 0.5 g de bicarbonato. Tiempo (seg)

Presión (mmH2O)

Presión (atm)

Volumen CO2 (ml)

Volumen CO2 (L)

n moles

0 10 20 30 40

0 0.8 1 4 5

0 7.74273E-05 9.67841E-05 0.000387136 0.000483921

0 2 6 12 17

0 0.002 0.006 0.012 0.017

0 6.442E-09 2.4157E-08 1.9326E-07 3.4223E-07

de CO2

50 60 70 80 90 100 110 120 130 140 150

6 7 8 10 10 11 12 13 15 15 16

0.000580705 0.000677489 0.000774273 0.000967841 0.000967841 0.001064625 0.001161409 0.001258193 0.001451762 0.001451762 0.001548546

Velocidad media de formación=

20 25 28 31 34 36 41 43 50 55 62

0.02 0.025 0.028 0.031 0.034 0.036 0.041 0.043 0.05 0.055 0.062

4.8315E-07 7.0459E-07 9.0188E-07 1.2481E-06 1.3689E-06 1.5944E-06 1.9809E-06 2.2507E-06 3.0197E-06 3.3217E-06 3.994E-06

2.84828E-08 moles/segundos

Tabla 2. Obtención de CO2 en muestra con 1 g de bicarbonato. Tiempo (seg)

Presión (mmH2O)

Presión (atm)

Volumen CO2 (ml)

Volumen CO2 (L)

n moles de

0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 110 120

0 0.8 2 6 7 10 11 12 13 14 15 15 15

0 7.74273E-05 0.000193568 0.000580705 0.000677489 0.000967841 0.001064625 0.001161409 0.001258193 0.001354978 0.001451762 0.001451762 0.001451762

0 2 8 15 22 23 31 36 37 40 45 50 53

0 0.002 0.008 0.015 0.022 0.023 0.031 0.036 0.037 0.04 0.045 0.05 0.053

0 6.442E-09 6.442E-08 3.6236E-07 6.2004E-07 9.2604E-07 1.3729E-06 1.7393E-06 1.9366E-06 2.2547E-06 2.7177E-06 3.0197E-06 3.2009E-06

Velocidad media de formación=

CO2

2.90402E-08 moles/segundos

Tabla 3. Obtención de CO2 en muestra con 1.5 g de bicarbonato Tiempo (seg) 0 10 20 30

Presión (mmH2O) 0 2 4 6

Presión (atm) 0 0.000193568 0.000387136 0.000580705

Volumen CO2 (ml) 0 5 15 20

Volumen CO2 (L) 0 0.005 0.015 0.02

n moles de CO2 0 4.0262E-08 2.4157E-07 4.8315E-07

40 50 60 70 80 90 100 110

7 7 8 10 12 13 15 16

0.000677489 0.000677489 0.000774273 0.000967841 0.001161409 0.001258193 0.001451762 0.001548546

23 28 35 40 45 48 52 60

Velocidad media de formación=

0.023 0.028 0.035 0.04 0.045 0.048 0.052 0.06

6.4823E-07 7.8914E-07 1.1273E-06 1.6105E-06 2.1742E-06 2.5124E-06 3.1405E-06 3.8652E-06

3.82493E-08 moles/segundos

Presion Vs Volumen 70 60

Volumen

50 40 30 20 10

0 0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

Presion

Figura 2. Diagrama de Comportamiento de la velocidad de reacción en concentración de 0.5g de NaHCO3

Presión vs Volumen 60

Volumen

50 40 30 20 10 0 0

2

4

6

8

10

12

14

Presion

Figura 3. Diagrama de Comportamiento de la velocidad de reacción en concentración de 1gr de NaHCO3

16

Presión vs Volumen 70 60

volumen

50

40 30 20 10

0 0

2

4

6

7

7

8

10

12

13

15

16

Presion

Figura 4. Diagrama de Comportamiento de la velocidad de reacción en concentración de 1.5gr de NaHCO3

EVIDENCIAS FÍSICAS DE LA PRÁCTICA Imagen

Descripción Comportamiento de la velocidad de reacción en concentración de 0.5g. 1g y 1.5g de NaHCO3

Se vacía a vaso de precipitado una probeta que contiene agua, sin derramarla y se vacío el vinagre al matraz Erlenmeyer el cual tenía la etiqueta que correspondía a la cantidad en gramos del carbonato de sodio.

Se conecta una de las mangueras al manómetro ya antes calibrado.

Se vacía el bicarbonato en el vaso y se agüita para que este produzca una reacción.

ANÁLISIS DE RESULTADOS Las tablas se realizaron para obtener la cantidad de CO2 de acuerdo a la concentración de NaHCO3 disuelto en ácido acético considerando la temperatura ambiental, la presión del manómetro obtenida en mmH2O donde se realizó la conversión a atmosferas. El cálculo se determina con la fórmula de los gases ideales donde tenemos las variables a considerar como la T, R(constante de los gases), el V (volumen), y la presión para obtener el número de moles de CO2 después para determinar la concentración es con la fórmula de Molaridad donde se considera la cantidad de moles obtenidos (n) y el volumen resultante de la probeta que se registró al mover el aire con CO2 disuelto en forma gaseosa el volumen desplazado es el que se consideró para este cálculo. La velocidad aumenta conforme aumenta la concentración de CO2.

CONCLUSIONES Saúl Axel Cerón García Los datos obtenidos experimentalmente con respecto a las diferentes adiciones de NaHCO3 corresponden a una constante de velocidad de reacción creciente para menor concentración de NaHCO3 y descendente para mayor concentración de NaHCO3, esto indica que a menor concentración de NaHCO3 la reacción ocurre más rápidamente de tal manera que el vaciado de la probeta se aprecia más rápidamente. Graficando los datos obtenidos mediante el programa Excel para la obtención del volumen del CO2 comprobaron que el comportamiento de la reacción verifica que la concentración que se le adiciona de NaHCO3 a cada solución e influye relativamente a la constante de velocidad de reacción. Claudia Noemí Reyes Juárez Los datos cinéticos de esta práctica corresponden a los datos de velocidad de reacción, fue observable que a mayor cantidad de bicarbonato de sodio, la reacción con el ácido acético (vinagre) era más rápida, por tanto la producción de CO2 era mayor, y por el contrario a menor cantidad de bicarbonato agregado la reacción ocurría en un periodo más prolongado de tiempo, sin embargo las concentraciones de ácido acético también influyen puesto que a mayor concentración mayor velocidad de reacción y viceversa. Los datos cinéticos son de gran importancia dentro de los procesos industriales puesto que permiten conocer las propiedades de ciertos fluidos y conocer de que producto se trata con estos simples datos.

BIBLIOGRAFÍA Yunus A. CenGel Afshin J Ghajar. Transferencia de calor y masa fundamento y aplicaciones. Mc Graw Hill. Septima Edición. Bohn, F. K. ((2011) Septima Edicion). principios de transferencia de calor. Cengage Learning.