Laboratorio uno

ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA
PRÁCTICA # 1:
DETERMINACIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Nombre: Alejandro Ali Vaziri Landivar
Fecha:
24/10/11

1. OBJETIVOS
1.1. Objetivos Específicos
* Realizar los cálculos respectivos para diferentes concentraciones molares de HCl
* Preparar diferentes soluciones con diferentes concentracionesmolares de HCl.
* Medir el tiempo de reacción durante el experimento.
* Realizar las respectivas graficas respecto al orden de la reacción

1.2. Objetivos Generales
* Determinar la constante de velocidad.
* Determinar la velocidad de reacción.
* Determinar el orden de reacción.
2. ALCANCE
Esta práctica se realizó usando equipos e instrumentos de medición con bajoporcentaje de error, lo cual es muy beneficioso para nuestros cálculos. Se obtuvieron las gráficas respectivas bajo una hoja de cálculo en donde las posiciones decimales tuvieron mucha relevancia.
3. INTRODUCCIÓN TEÓRICA
3.1 El estudio de una reacción química
Puede hacerse desde el punto de vista termodinámico o desde el cinético. El estudio termodinámico permite conocer la posición en la cual lareacción alcanzará el equilibrio. Cuantitativamente la posición de equilibrio viene definida por la constante de equilibrio, que representa el cociente de las actividades de productos y reaccionantes:
aA + bB → pP + qQ

K=PpQqAaBb

El valor de la constante es una indicación de la extensión en la que se producirá la reacción. Sin embargo, no daninguna información relacionada con la duración del proceso. Los criterios termodinámicos no incluyen la variable tiempo, puesto que sólo consideran la diferencia de propiedades del sistema entre los estados inicial y final y, por lo tanto, no se ocupan de la velocidad a la que tiene lugar la reacción ni los estados intermedios por los que transcurre. Debido a ésto, existen procesostermodinámicamente espontáneos que no se producen a velocidad apreciable o que lo hacen a velocidades muy pequeñas.

Un ejemplo es la formación de agua a temperatura ambiente a partir de la combustión de hidrógeno:

H2 + 1/2 O2     < = >     H2O         /\G = - 198 Kj / mol

A temperatura ambiente, este proceso prácticamente no tiene lugar a pesar de que la variación de energía libre a 25 oC es muynegativa. Para que la reacción se produzca, el proceso debe acelerarse utilizando un catalizador (tal como negro de platino) o bien iniciarse en algún punto con una chispa que produzca un aumento de temperatura suficiente.
Para completar los conocimientos termodinámicos de los procesos químicos, la cinética química trata dos aspectos básicos: la descripción del mecanismo de reacción o conjunto depasos y estados intermedios que se producen durante la reacción, y la formulación de una ley de velocidad que describa adecuadamente y en detalle la velocidad de la reacción.

3.2 Mecanismos de reacción

Desde el punto de vista termodinámico, en una reacción química, los reactivos constituyen el estado inicial y los productos el estado final. Al pasar del estado inicial al estado final, seproduce un cambio de la energía libre. Cuando el cambio es negativo se dice que la reacción es espontánea y no existe ningún impedimento termodinámico para que la reacción se produzca, sin embargo este enfoque sólo tiene en cuenta las propiedades de reactivos y productos aislados, no incluye los posibles obstáculos que puedan existir durante la reacción.

3.3 Ley de velocidad de reacciónConsidérese una reacción química típica:

aA + bB → pP + qQ

Las letras minúsculas (a, b, p, y q) representan los coeficientes estequiométricos, mientras que las letras mayúsculas representan a los reactantes (A y B) y los productos (P y Q).
De acuerdo a la definición del Libro Dorado de la IUPAC2 la velocidad de reacción v (también r o R) de una reacción química que se da en un sistema...