Laboratorio de Ingeniería Química V Práctica 1: Cinética de reacción de cristal violeta Presentan: Bedolla Guzmán Alejandro Díaz Estrada Omar Federico Flores Meléndez Julio Emmanuel Ocampo Sánchez Ricardo Rodríguez Martínez José Williams Docente: Dr. Ignacio René Galindo Esquivel Fecha de entrega: 11 de septiembre del 2014
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Laboratorio de Ingenierí a Quí mica V Práctica 1: Cinética de reacción de cristal
violeta
Presentan:
Bedolla Guzmán Alejandro
Díaz Estrada Omar Federico
Flores Meléndez Julio Emmanuel
Ocampo Sánchez Ricardo
Rodríguez Martínez José Williams
Docente: Dr. Ignacio René Galindo Esquivel
Fecha de entrega: 11 de septiembre del 2014
Laboratorio de Ingeniería Química V Práctica 1
Equipo 3
1
Práctica 1. Cinética de la reacción del cristal violeta
Introducción
Las reacciones químicas pueden ser simples o múltiples en función de que sea necesario una o más ecuaciones estequiométricas para definir el proceso.
Llamamos reacciones reversibles a aquellas en que una vez alcanzado el equilibrio coexisten reactivos y productos en el medio de reacción, e irreversibles a aquellas en que todos los reactivos se transforman en productos (constante de equilibrio elevada).
Cuando a partir de un mismo reactivo pueden obtenerse más de un producto, puede ser o por que haya una serie de reacciones concatenadas donde los productos de una son reactivos de la siguiente de manera que la proporción entre los diversos productos vendrá dada por el valor relativo de las diferentes constantes de equilibrio. Otra posibilidad es que pueden darse varias reacciones en paralelo, reacciones competitivas, siendo la proporción entre los diferentes productos función de las diferentes velocidades de reacción.
Según el tipo de contacto entre las fases que intervienen en una reacción esta puede ser:
Homogénea: si todos los componentes son miscibles.
Heterogénea: si alguno de los componentes no es miscible y pueden apreciarse interfaces en el sistema.
Otro de los factores a tener en cuenta a la hora de estudiar un proceso con reacción química es si se realiza en presencia de catalizadores o no.
Ecuaciones concentración tiempo para una sola reacción irreversible
Orden cero: El orden cero significa la velocidad es independiente de la concentración, y
hay dos situaciones:
Reacción de orden cero a densidad constante:
( )
Integrando desde una condición inicial de :
( )
La ecuación (2) nos indica que para una reacción de orden cero la concentración del
reactante disminuye linealmente con el tiempo.
El tiempo requerido para que desaparezca la mitad del reactante está definido por el
tiempo de vida media t1/2:
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( )
Primer orden:
( )
Condición inicial la integración nos da:
( )
La vida media está dada por:
( )
Segundo orden: Existen dos tipos de reacciones de este tipo:
Tipo I:
( )
Integración:
( )
En términos de vida media:
( )
Tipo II:
( )
Para este tipo se analizara el caso donde el orden y la estequiometria no concuerdan.
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( )
En un tiempo cero, el no. de moles de A y B son . Si se introduce el grado de
reacción, el número de moles en cualquier momento está dado por:
Solo consideraremos que la concentración cambia debido a que cambia el número de
moles (el volumen es constante), las ecuaciones anteriores en términos de concentración:
( )
( )
Sustituyendo estas ecuaciones en la ecuación (10):
[
] [
] ( )
Integrando desde hasta , remplazando por por medio de las
ecuaciones (A) y (B) se obtiene:
( )
Ya que CB está relacionado con CA en las ecuaciones (A) y (B), se puede escribir la
ecuación (11) en términos de CA únicamente:
{
[
{
}]}
( )
En término de vida media, donde
, la ec. (12) se transforma en:
(
)
( )
Si las concentraciones iniciales tienen una relación estequiometria
la ecuación
(10) se transforma en:
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[
]
( )
La ecuación (13) es la misma que la ecuación del tipo I (ec. (8)), excepto que se le
agregan la constante de velocidad multiplicada por b/a, y su solución es:
( )
Esto es válido cuando .
Las reacciones de tercer orden son muy poco comunes, pero existen órdenes
fraccionarios y esto es cuando la reacción presenta una secuencia de varias etapas
elementales, los procedimientos para establecer el orden y las constantes de velocidad
para estos acasos son similares a los explicados anteriormente.
Ecuaciones concentración-tiempo para reacciones reversibles
Para un proceso elemental, la relación de las constantes de velocidad directa a velocidad
inversa es igual a la constante de equilibrio. Por lo tanto, la velocidad neta de relación
puede expresarse en términos de una k y la constante de equilibrio, de esta forma la
expresión integrada de la velocidad puede usarse con los datos de concentración-tiempo
para evaluar k, en la misma forma que par las reacciones irreversibles.
Para una reacción de primer orden k1 y k1’ son las constantes de velocidad directa e
inversa para el proceso elemental.
( )
La concentración de B puede expresarse en términos de Ca por medio de un simple
balance de masas. A densidad constante, y puesto que el número de moles es constante,
la concentración de B es su concentración inicial más la concentración de a que ha
reaccionado
( ) ( )
Cambiando este resultado en la ecuación (1)
(
) ( ) ( )
En el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa son iguales:
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( ) ( )
( )
( )
Donde K es la constante de equilibrio
(
( ) ( ) )
( ) ( ) ( )
( )
( ) ( ) ( )
(
( ) )
Donde
( )
La forma integrada es análoga y se obtiene la siguiente expresión
( )
( ) ( )
Si se traza una gráfica de datos experimentales concentración-tiempo como parte
izquierda de la ecuación en función de t, el resultado es una línea recta con un pendiente
Kr. Cuando se conoce la constante de equilibrio, K1 puede evaluarse.
Ecuaciones de segundo orden
(
)
Donde K es la constante de equilibrio. Para expresar todas las concentraciones en
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términos de una variable, podríamos usar el grado de verificación de la reacción.
( )
( )
( ) )(( ) )
( ) ( )
( ) ( )
La resolución de la ecuación anterior se da cuando Cc=0 t=0 es la siguiente
( )
( )
Cuando se conocen la concentración inicial y la constante de equilibrio, alfa beta y gama
se evalúan sin problemas. Entonces, los datos experimentales de concentración-tiempo,
por ejemplo, para el reactante A son suficientes para graficar la parte izquierda de la
ecuación.
Metodología experimental
1. Tomar 25 ml de la solución de Cristal Violeta preparada en la Práctica 2
2. Tomar 10 ml de la solución y diluirla con 5 ml de agua. Medir su
absorbancia (=590 nm).
3. Tomar 10 ml de la solución anterior y diluir con 5 ml de agua. Medir su
absorbancia.
4. Repetir el procedimiento anterior hasta alcanzar una concentración de
0.00002M (6-7 veces).
5. Obtener la curva de calibración. (absorbancia vs Concentración)
6. Preparar 200 ml de una solución 0.02 M de Hidróxido de Sodio
7. En un matraz se coloca 5 ml de Agua y 5 ml de la solución de sosa. Se
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mide su absorbancia. (BLANCO)
8. SERIE 1 En otro matraz de bola se colocan 50 ml de la solución de sosa y
50 ml de la solución de cristal violeta. Se coloca el agitador magnético se
inicia el mezclado y el cronómetro. Se toma muestra (3ml) cada minuto
durante 12 min. Se mide rápidamente la muestra en el Espectrofotómetro y
se reintegra al matraz después de realizada la medición.
9. SERIE 2 En otro matraz de bola se colocan 50 ml de la solución de sosa y 25 ml
de la solución de cristal violeta y 25 ml de agua. Se coloca el agitador magnético
se inicia el mezclado y el cronómetro. Se toma muestra cada minuto durante 12
min.
10. En un matraz de bola se coloca 7.5 ml de Agua y 2.5 ml de la solución de sosa. Se
mide su absorbancia. (BLANCO)
11. SERIE 3 En otro matraz de bola se colocan 25 ml de la solución de sosa y 50 ml
de la solución de cristal violeta y 25 ml de agua. Se coloca el agitador magnético
se inicia el mezclado y el cronómetro. Se toma muestra cada minuto durante 12
min.
Resultados
Curva de calibración:
Medición Absorbancia Concentración (mol/L)
1 1.736 )
2 1.598
3 1.349
4 0.787
5 0.489
6 0.205
7 0.152
( ) (
)
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( )
Serie 1:
En base a la curva de calibración mostrada anteriormente la concentración de cristal
violeta en cada muestra se muestra a continuación: