[UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS]
Química General
Facultad de Farmacia y Bioquímica
QUINTA PRÁCTICA
CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO
5.1.
COMPETENCIAS:
•
•
•
•
•
5.2.
Demuestra mediante el método gráfico, la correlación entre la velocidad de una reacción
química con la concentración de los reactivos conociendo el tiempo de la reacción .
Demuestra la influencia de la concentración y la temperatura en la velocidad de reacc1on
química, neutralizador de sustancia reaccionantes (Homogéneos - Heterogéneos). Presencia de
cata lizadores.
Fija el concepto de equ ilibrio químico mediante el estudio experimental de distintas mezclas de
reacción
Observa cómo se puede modificar el estado de equilibrio quím ico por efecto de la alteración de
sus cond iciones: Concentración, volumen, temperatura, catalizador.
Experi menta el efecto del principio de Le Chatelier sobre el equilibrio.
MARCO TEÓRICO:
CINÉTICA QUÍMICA
La cinética química es el estudio de las velocidades de las reacciones químicas y de los mecanismos
mediante los que t ienen lugar. La cinética química introduce la variable tiempo en el estudio de las
reacciones química y estudia el camino que siguen los reactivos para convertirse en productos. Este
camino recibe el nombre de mecanismo de reacción que vienen a ser los procesos a través del cual
transcurre una reacción, el mecanismo de reacción describe con detalle el orden de ruptura y
formación de enlaces y los cambios de las posiciones relativas de los átomos a lo largo de la reacción,
es decir, nos proporciona información de los diferentes pasos o reacciones elementales por lo~ que
transcurre la reacción. Las sustancias que van apareciendo y que no son los productos final~s se
conocen como intermedios de reacción . Una vez conocido el mecanismo de una reacción podemos
controlar las condiciones óptimas para la reacción y obtener una mayor cantidad de productos en
menor tiempo .
TEORÍA DE LAS COLISIONES
Las reacciones químicas suceden como resultado de las colisiones entre las moléculas. Una
ampliación de esta teoría de estado de transición, que supone que las moléculas que chocan quedan
u pegadas" entre sí, generando una especie intermedia que luego se disocia para formar las moléculas
del producto.
VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción es la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o
reactivo al transcurrir el tiempo . La velocidad de una reacción química se caracteriza por el cam bio
en la concentración de las sustancias reaccionantes por unidad de t iempo.
Para una reacción de la forma :
A -
la velocidad de formación es la siguiente:
•
•
-
B+ C
~ e
VR
.-\
= - --
D.f
'IR es la velocidad de la reacción, ( - ócA) la disminución de la concentraci011 d,, 1 producto ;\ t'n l'I
tiempo ót . Esta velocidad es la velocidad media de la reacción, pues tod,1s l,lS molé(UIJs rle(t'S1tJn
tiempos distintos hasta que estas reaccionan.
La velocidad de aparición del producto es igual a la velocid,1d de d(•~,1p.irición (kl r l'Jct,vu ('~ e,t,•
modo, la velocidad se puede escribir de la siguient~ for m,1:
GUIA DE PRACTICAS 201 7- l
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i:lc8
Llt
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
•
NATURALEZA DE LOS REACTIVOS.- Se refiere a la clase de enlace que se posee en un
compuesto. Por lo general las sustancias iónicas son las que reaccionan más rápido.
• TEMPERATURA .- A mayor temperatura mayor velocidad de reacción.
• CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS.- Al aumentar la concentración aumenta la velocidad de
una reacción química debido a que aumenta el número de choques entre ellos.
• GRADO DE DIVISIÓN DE LAS PARTÍCULAS.- A mayor división mayor velocidad de reacción
química por lo tanto es necesario pulverizar o disgregar o disolver los sólidos para formar
soluciones en forma molecular o iónica, cuando el solidó reacciona con líquido o gas la reacción
se lleva a cabo en su superficie; la velocidad está en proporción con la superficie de contacto
entre el solidó y los otros reactivos .
• CATALIZADORES.- Son aquellos que aumentan (catalizadores positivos) o retardan (catalizadores
negativos) la velocidad de una reacción .
• ESTADO DE AGREGACIÓN.- El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la
materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que por lo
general presenta mayor rapidez de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por
último los sólidos.
Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas
existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio,
cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den
colisiones entre las moléculas, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir
disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la
velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración
de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una
reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o
bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en
unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/L)/s es decir moles/(L·s).
❖ LEY DE VELOCIDAD (ley de acción y masas)
Fue propuesta por Gulber y Wage y nos expresa la relación que existe entre las concentraciones de
los reactantes y la velocidad de reacción química, por lo tanto, la velocidad de la reacción química
será proporcional a la concentración de las sustancias reaccionantes elevada cada uno de ellas a
coeficientes denominados órdenes parciales de reacción .
Así para la reacción :
aA +bB = cC
Tendremos: V= K [A )" [ 8 t
Donde:
V= Representa la velocidad .
K = El coeficiente de proporcionalidad (constante de velocidad) .
m, n, ...= órdenes de reacción parciales
m + n +... = orden de reacción total
( A ) ( B) = Concentración de las sustancias A y B expresadas en mol/litro
-
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Qufmlcn General
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EQUILIBHIO QUfMICO
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la rc;iccló11 qulmica Inversa. Luev,o de• un til: mprJ d1:t1•rminad,, al<AflliH/:i un •!qu1l1tir1r1 dínitmiw , '--'•
dt•scornponcn tanta~ mol(•e,1Jla•; (o ionc:•,) d,: c;irfa ·, w,lan<.i;J, u un,; i;,·, qu,: ·,,;n f,¡r,n;,d;,·, Vlf 1¡r 1;,,1
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~ustancía y la reacción entonte~ parece qu,: proc<!die·,,: ha•,t;, qu,: ~(: wmpl,1t,,r;,. L;,·, r.,r.,n ,j,u r,r-., ~'::
eq uilibrio químico ~e derivan f/icilrnN rte de la Ley de acción de masas, que e~tablec.e que : la
velocidad de una reacción química a temperatura constanw e~ proporcional al producto de 1~
concentraciones de las sustancias reacclonantes. Así, para la reacdón reversible ~guíent.e a
temperatura constante tendríamos:
aA
t
+ bB
cC
+
dO
.
React¡jvos
e:
·O
g
Equili brio
....e
1-,
V
u
e
o
u
••
Ticmpo--t1
Fig. 5.1. Gráfico concentrocí6n v~ tiempo
donde ~e observa que la condtC.J,:,n d':!
equilibrio ~e mantient: con~tant~ dr:~pvé~
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
La constante de equilíbrlo se define mediante un cociente cuyo denominador se obtíer,e
multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada uno de los cuales esta tlt,ada
a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador si:
obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de las
reacciones .
La magnitud de la constante indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los
reactivos .
Si Kc es mucho mayor que 1 (es decir, K > 1), el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorec~r;,
a los productos. Por el contrario si la constante de equilibrio es menor que 1 (e~ d~cir, K < 1), ti
equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.
-
En términos de velocidad se puede expresar:
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.
.
.
La veloc1'd ad con 1a cua 1A y B reaccionan es proporcional a sus concentraciones, entonces.
Donde ki es una constante conocida como constante de velocidad Y los corchetes indican
concentraciones molares de la sustancia encerrada entre dichos corchetes. De manera similar, la
velocidad con que ocurre el proceso inverso está dada por:
V2 = kz X [C]' x [D]d
En el equilibrio, las velocidades de las reacciones directas e inversas son iguales (el equilibrio es
dinámico y no estático) y por lo tanto:
o
Reordenando términos tenemos :
Kc = Kl =
K2
(CJ< x (D]d
[A]ª X (B]b
Kc es la constante de equilibrio de la reacción . Su valor es independiente de las concentraciones de
las sustancias reaccionantes en el equilibrio; varia ligeramente con la temperatura y la pres ión.
FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO. LEY DE LE CHATELIER.
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, entre
los que destaca~ la temperatura, la presión, el volumen y las concentraciones. Esto significa que si en
una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de uno
varios de los reactivos o productos. La reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un
nuevo estado de equilibrio. Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un
proceso químico deseado o, por el contrario, disminuirlo si es una reacción indeseable (que interfiere
o lentifica la reacción que nos interesa).
La influencia de los tres factores señalados anteriormente se puede predecir de una manera
cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice:
"Si en un sistema en equilibrio se modifica algunos de los factores que influyen en el mismo
(temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el
sentido que tienda a contrarrestar dicha variación".
(
CONDICIONES DE EQUILIBRIO : Tenemos:
l. Las concentraciones.- La variación de la concentración de las es pecies que intervienen en el
I
equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio, por ello el cambio de las
concentraciones obliga a que haya una reacción neta en el sentido de contrarrestar los efectos
producidos por este cambio de concentración de componentes del sistema.
2. La presión y el volumen .- La variación de presión y volumen en un equilibrio químico influye
solamente cuando en el sistema intervienen especies en estado gaseoso o disueltos y hay
variación en el número de moles. Si aumenta la presión, el sistema se desplazará hacia donde
..
(,
GUÍA DE PRÁCTICAS 2017 -1
-
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Qu/mlco Gonarol
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c ndotérmlr.,1.
3. Lil tcrnJ)ornturn. 1'., l,1 (111IL11 c11ndlrlt.',11 qui•, .id1•ru.'1~ rt,, 1111111lr ,.,, •·I 1,q, 1llllirl1,,
EFECTO DE UN C/\T/\LIZI\UOft
Un r .,1,111,adnr ,11111w11t,, la r,1plrle1 rt,, 1,, n~.1ccl611 ,11 rrd11rlr l,1 r-r1ar v,l,1 ,1,. ,11.tlv,11t(m ,J,, 1,, r••;,r,c,l(,r, , 1,,
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1111 !,bll·rnc, 1·11 equ illbrlo . SI 1m c,11,,11,.,t.lo r w ,1fi,1dr: ,1 uri ,1 rrt1J/f l,1 ,J,, r1•,u:1.i/Jri ,¡,,,. r,,, ,,.. ,:, ''"
eq11illbrio, ~olo provor,11 .'1qlll' l,1111e11:l,1 ,11l,111rl• rn.'1•, r.'1plrlri ol r•qullthrlo, •,l111J h,,hr:, qu,• 1••.r,N ,H rri:,•.
tiempo .
5.3 .
MATERIA Y REACTIVOS
MATE RIALES
• Gr Jd lllct con tubo~ de cns,1yo .
• l~ure lus de 25 111L
• í'ipcla!> de 1O ml
• Rcakc r~ de 250 mi
• Mo1tr,11 Erlc nmeye r
• Soporte unfvcr~al
• Pin z;is parJ buret ,1
• Cronó me tro
• Pipe tas
• Mec he ro
• PlmJ~
• Tubos de cnsJyo
R[ /\CTIVOS
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Solución A: KIO, 0 ,07 M
Solución U: N,,IISO 1 0,02 M
~oluclú11 ,1l mtd6n í1I 1%.
IICi(0.lN)
/n, c11 ~r ;111;ill,1•, y p olvo .
MnO, (•,611<.lo )
KCiO, (i.61h.Jo)
Solución ~Jtur,1d.i de í c CI,
Solución lle KSCN
~oluclón de A1:1 NO 1
So lución do Na F
Solución lle BICI,
So lución lle I-ICI
Solució n <J,. K,CrO1
Solución de K,Cr 10,
So lución de NaCI
5oluclór1 fl e CuSO4
So lució n d e N,1O11
Solución de NI f4Qf l
11,so • wnccntrado
5.4. PARTE EXPERIMENTAL
EXPE RIMENTO N"l : EFECTO DE LOS CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN DE LOS RC ACTANTES.
Consideraciones previa!>:
Com lde rc rno~, l,1:. ~lgu lt•nte~" u.iclolll", p,ir;i rPpro~L•11l ar l,1 re ,tcc:lón:
o KIO, • lt,5O4 + Nal lSO, --------------1, + K,S0 .1 1 Ní1iSO• + 11, 0
..
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b
0
+ ALMIDON --------------------------1 2 - ALMIDON (coloración azul) reacción positiva para
reconocer al yodo molecular.
Con los datos que se obtendrán, para la medida del tiempo de reacción en segundos, contados desde
que se ponen en contacto los reaccionantes, hasta el final de la reacción, que se evidencia por la
aparición de la coloración azul oscura del yodo en almidón, se construirá una gráfica, los valores de
tiempo en segundos, se colocarán en las abscisas y los valores de concentración de KIO 3, en
milimoles, en las ordenadas.
Los números de rnilimoles KIO3 = M KIO3 x ml KIO3
Se calcula el nº de milirnoles de yodato en cada tubo y se hace el ploteado en papel milimetrado y se
traza la gráfica de la cinética de la reacción.
Técnica Operatoria:
Enrasar una bureta con la solución "A", otra con la solución "B" y otra con solución de almidón al 1
%, luego prepare una batería de dos series de 5 tubos cada una (diez tubos en total) y prepárelos
como indican las siguientes tablas:
TABLA 1
KIO3 0,02M
TUBO N2 rnl sol. A
mL H2O c.s.p. 10 rnl
1
2
3
4
5
1,0
1,5
2,0
2,5
3,0
9,0
8,5
8,0
7,5
7,0
TUBO N2
1
11
111
1 IV
V
TABLA 11
NaHSO3 0,02M
ml de sol. de almidón
ml sol. B.
5,0
5,0
5,0
5,0
5,0
1,0
1,0
1,0
1,0
1,0
• Observe que la cantidad de mL de la solución de almidón es constante para todos los casos, pues
se trata de un "indicador" de la liberación de yodo, producto final de la reacción.
• Los reaccionantes son soluciones acuosas diluidas (de molaridad conocida) de yodato de potasio y
bisulfito de sodio en ácido sulfúrico que proporciona el medio ácido necesario para la reacción.
• La concentración de KIO3en los tubos del Nºl al N°S es creciente, la concentración de bisulfito es
constante.
• Una vez preparadas las dos series de tubos, mezcle el tubo 1 de la primera serie con el tubo 1, de la
segunda, luego el tubo 2 con el tubo 11, el tubo 3 con el III y así sucesivamente, asegúrese que los
tubos de la primera serie (1, 2,3 ... ) a donde va a verter los tubos de la segunda serie (tubos 1, 11, 111.,
IV....... ) sean de la capacidad suficiente.
Recomendación: Apenas las soluciones se pongan en contacto, agite fuertemente una vez, y empiece
a tomar el tiempo con el cronometro hasta que aparezca la coloración azul oscura. Proceda a
completar lo siguiente.
(
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TUBO Nº
(KIQ3) en milimoles
Tiempo en segundos
Velocidad en
milimoles/ segundos
1
2
3
4
5
Con los datos construya una gráfica de velocidad (concentración en milimoles de KI03 vs segundo
que tarde la reacción)
EXPERIMENTO Nº2: INFLUENCIA DE LA NATURALEZA Y DIMENSIÓN DE LAS SUSTANCIAS
REACCIONANTES EN LA VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
Se tiene dos tubos de ensayos, en el primer tubo colocar 1 granalla de zinc y en el segundo tubo
colocar zinc en polvo. Añadir 2 mL de H2S04 y comparar los resultados . ¿A qué se debe que uno de
ellos reaccione más rápido a comparación del otro? Fundamentar.
Repetir la experiencia utilizando láminas de cobre y cobre en polvo.
EXPERIMENTO Nº3: ACELERACION CATALITICA DE LA REACCION DE DESCOMPOSICION DE LA SAL
DE BERTHOLLET (CATÁLISIS HOMOGÉNEA).
Preparar dos tubos limpios y secos A y 8, en el tubo A agregue 4-5 cristalitos de KCI03, calentar el
tubo e introducir un pedazo de pabilo o astilla, en un punto de ignición y veremos que no se
inflamará dicho punto luminoso debido a que no existe un catalizador.
En el tubo 8, mezclar 4-5 cristalitos de KCI03 con pizquitas de Mn02, colocar en el tubo de ensayo
limpio y seco luego calentar sujetándolo con la pinza, observe el punto de ignición con un pedazo de
pabilo o astilla, comprobando el desprendimiento del gas oxígeno en forma efervescente y en mayor
cantidad debido a que el Mn0 2 actúa como catalizador positivo porque acelera la velocidad de
reacción .
..
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EXPERIMENTO Nº4: DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO.
Preparar en un beaker una mezcla de 2 mL de FeC'3 y 2 mL de KSCN, luego agrega r a la mezcla 4 rnl
de agua destilada para diluir la mezcla, luego real izar la ecuación química en equilibrio:
Dividir en 5 tubos de ensayo en volúmenes iguales.
• Tubo N° 1, tomar como prueba en blanco.
• Tubo Nº 2, añadir gotas de solución saturada de FeC'3, luego comparar con la prueba en blanco.
¿Qué observa? Explicar a base de la ecuación de constante de equilibrio.
• Tubo Nº 3, añadir gotas solución saturada de KSCN, comparar con la prueba en blanco. Explicar
lo observado a base de la ecuación de constante de equilibrio.
•
Tubo Nº 4, añadir el tercer tubo unas gotas de solución de AgN03 . Anotar sus observaciones.
• Tubo Nº 5, agregar gotas de solución de NaF, agitar y comparar con el color de la prueba en
blanco y los tubos 2 y 3. Explicar lo observado a base de la ecuación de constante de ~qu ilibrio.
EXPERIMENTO NºS: EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN (H' - OH·)
A. En un tubo de prueba colocar 1 mi de cloruro de bismuto y adicionar gota a gota agua destilada
hasta obtener un precipitado que corresponde a cloruro de bismutilo (cloruro básico de bismuto)
y ácido clorhídrico como productos, luego alterar la concentración de los productos adicionando
gotas de ácido clorhídrico concentrado, hasta disolver el precipitado restableciéndose él equilibrio
químico.
-
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B. Colocar en 4 tubos de ensayo solución de cromato de potasio, al primer tubo tomar como prueba
en blanco, el segundo tubo agregar gotas de HCI, comparar con la prueba en blanco Y realizar la
ecuación química de lo observado interpretando la constante de equilibrio. Al tercer tubo agregar
gotas de NaOH, comparar con la prueba en blanco e interpretar el fenómeno químico. Al cuarto
tubo adicionar gotas de NaCI, comparar con la prueba en blanco e interpretar.
H'
Amarillo
OH·
Anaranjado
Realizar el mismo proceso con los 4 tubos de ensayo, tomando como solución de Bicromato de
potasio con los mismos reactivos para el caso del cromato, realizando ecuaciones en cada una de los
fenómenos observados.
1
l
EXPERIMENTO Nº6: EL CAMBIO REVERSIBLE DE LOS IONES TETRAACUO COBRE (11) A IONES TETRA
AMINO-COBRE (11).
En un tubo de prueba con 2 mL de solución de Cu504 , añadir una a dos gotas de solución de NaOH,
observando un precipitado de color verde turquesa que corresponde a hidróxido cúprico, luego a
este precipitado adicionar gotas de NH 3 hasta obtener una coloración azul intensa que viene a
constituir un complejo que es tetra amino cúprico. Luego a este complejo adicionar gotas de H2504
concentrado obteniendo la coloración inicial de sulfato de cobre, restituyendo así a su color natural e
intérprete a base de ecuaciones químicas los fenómenos químicos observados en relación al
equili brio químico en soluciones acuosas.
-
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5.5. CUESTIONARIO:
1. ¿A qué se debe la coloración azul del lodo con el almidón químicamente y que papel cumple el
almidón en esta reacción?
2 . ¿Qué es un catalizador? ¿Qué tipo de catalizadores conoce?
3. Defina el equilibrio homogéneo y heterogéneo citando dos ejemplos para cada uno de ellos .
4 . Escriba las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y Kp si es el caso, en cada
uno de los siguientes procesos:
a) 2C02(g) f- • 2CO(g) + 0 2(g)
b)
5.6.
302(g)
f- •
203(g)
DISCUSIÓN DE LOS RESULTADOS.
11111
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Qulmlca Gen@ral
!UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS]
Facultad de Farmacia y Bíoqulmica
5.7.
CONCLUSIONES.
5.8. REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.
..
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