CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Experiencia en laboratorio

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CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Experiencia en laboratorio

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Resumen

En este informe se presenta un análisis de los resultados obtenidos en las experiencias realizadas en un laboratorio, relacionados con la cinética y equilibrio químico. A raíz de esto, de manera más concreta, se consideran, los factores que afectan en la velocidad de una reacción, tales como la concentración de los reactantes, el acto de catalizadores y se esclarecen sus efectos en las reacciones químicas.

La ley de Velocidad es de vital importancia en la industria química, pues su aplicación permite determinar el o los usos que tendrá determinado sistema químico,

Así también es importante entender cómo la velocidad de una reacción química está determinada por ciertos factores, ya que nos permite predecir la velocidad con la que actuará un medicamento, ralentizar la descomposición de los alimentos, analizar la destrucción de la capa de ozono, etcétera.

Se introduce a la rama del equilibrio químico, ciencia regida por conceptos como el Principio de Le Chatelier y la constante de equilibrio, al presenciarse los cambios de sentido (de productos a reactantes y viceversa) que presenta una reacción química reversible.

Introducción

La cinética química es la rama de la química que estudia la velocidad de las reacciones químicas y sus mecanismos. (Cabello, 2017).

Son 4 las variables experimentales que influyen en las velocidades de reacción: concentración, estado físico de los reactivos, temperatura y catalizadores. Estos factores son comprensibles en términos de las colisiones entre moléculas reaccionantes que dan lugar a las reacciones (Brown, 2003).

Una vez iniciada una reacción química, esta puede evolucionar de dos maneras distintas. La primera en donde la reacción sigue su curso hasta que el o los reactivos se agoten, transformándose en productos de característica y composición diferente a los reactivos iniciales, estas se denominan reacciones irreversibles. La segunda en donde la reacción llega hasta un punto en el que, aparentemente, se detiene aunque aún hayan reactivos. Aquí la transformación de reactantes en productos es parcial, pudiendo los productos volver a generar los reactivos, por ende la reacción ocurre en ambos sentidos, estas reacciones se denominan reversibles. (Zemansky, 2009). (Ver las siguientes reacciones)

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En una reacción reversible, se puede llegar a un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido, llamado estado de equilibrio. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular, existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y éstas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos.

Objetivos

1. Estudiar, de manera experimental, algunos de los factores que influyen en la velocidad de una reacción química, como la concentración de los reactantes y la presencia de catalizadores.
2. Dilucidar cómo un sistema evoluciona para mantener el equilibrio en una reacción química reversible, rigiéndose por el principio de Le Chatelier.
3. Analizar y comprender cómo y por qué se manifiestan los cambios físicos (color, estado, etcétera) en las distintas soluciones.

Hipótesis general

Basándose en lo estudiado en clases y en los textos científicos recomendados, se espera que los resultados que se observan en las experiencias de este laboratorio concuerden con los principios que nos presenta la rama de la ciencia denominada cinética y equilibrio químico, y a través de estos, esclarecer dichos fenómenos de manera lógica.

MATERIALES DE TRABAJO

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Materiales de seguridad

• Delantal (Fig. 4.1)
• Antiparras (Fig. 4.2)
• Mascarilla (Fig. 4.3)
• Guantes quirúrgicos (Fig. 4.4)

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Experimento 1: Influencia de catalizadores[pic 48]

• Hipótesis experimental: Se espera que al agregar un catalizador en la solución, la reacción sea más rápida porque este disminuye la energía de activación en una reacción

Experiencia 1.1

Materiales:

• Tubo de ensayo (Fig. 1.1)
• FeCl3 (Fig. 1.3)
• Na2S2O3 (Fig. 1.4)
• Cronómetro de celular (Fig. 1.2)

Procedimiento:

1. En un tubo de ensayo se mezcló 1 ml. de disolución de FeCl3 en una concentración de 0.1 M con disolución de Na2S2O3  a una concentración de 0,1 M
2. Se observó qué reacción ocurría en la disolución y con el cronometro del celular se calculó el tiempo que tarda en desparecer la coloración de la disolución como se muestra en la Fig. 1.6

Experiencia 1.2

Materiales:

• Tubo de ensayo (Fig. 1.1)
• FeCl3 (Fig. 1.3)
• Na2S2O3 (Fig. 1.4)
• Cronómetro de celular (Fig. 1.2)
• Cu2SO4 (Fig. 1.5)

Procedimiento:

1. En un tubo de ensayo se vertió 1 ml. de disolución de FeCl3 a una concentración de 0.1 M para que después se le agreguen unas gotas de disolución de Cu2SO4  a una concentración de 0.05 M y luego 1 ml. de disolución de Na2SO4O3 a una concentración de 0.1 M

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1. Se observó qué reacción ocurría en la disolución y con el cronometro del celular se calculó el tiempo que tarda en desparecer la coloración de la disolución hasta llegar que sea transparente como se muestra en la Fig. 1.6

Experiencia 2:

• Hipótesis experimental: Se espera que en la solución con mayor concentración la reacción ocurra más rápido puesto que hay mayor probabilidad de colisiones efectivas entre las moléculas

Materiales:

• Probeta (Fig. 2.1)
• H2O2 al 4% (Fig. 2.2)
• H2O2 al 20% (Fig. 2.3)
• Detergente (Fig. 2.4)
• KI (Fig. 2.5)
• Vaso precipitado (Fig. 2.6)

Procedimiento:

1. Se usaron dos probetas, en una se usó para medir los 15 ml. de H2O2 al 4% y en la otra para medir 15 ml. de H2O2 al 20% para que luego se vierta en vasos precipitados distintos
2. Se agregó 1 ml. de detergente a cada vaso precipitado para observar la formación de burbujas en cada solución (Fig. 2.7)
3. En cada vaso precipitado se agregó una punta de espátula de Kl de tal modo de que se formó un líquido de tipo amarillo en la base del vaso precipitado (Fig. 2.8)
4. Se observó y comparó la reacción en cada vaso precipitado

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Experimento 2: Principio de Le Chatelier

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