TRABAJO COLABORATIVO # 1 QUIMICA INORGANICA Grupo: 358005_
Presentado a: Tutor
Por :
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA “UNAD”
INTRODUCCIÓN
La cinética química trata dos aspectos básicos: la descripción del mecanismo de reacción y estados intermedios que se producen durante la reacción, la formulación de una ley de velocidad que describa adecuadamente y en detalle la velocidad de la reacción.
La determinación experimental de la velocidad de una reacción se basa en medir alguna propiedad del sistema que varíe en el tiempo; por ejemplo absorbancia, conductividad, presión total, etc., las que se relacionan con la concentración. La ley de velocidad es una relación que vincula la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos y productos. Esta relación debe ser determinada experimentalmente. Virtualmente en todas las reacciones químicas que han sido estudiadas experimentalmente, la velocidad de reacción depende de la concentración de uno o más reactivos. En general, la velocidad puede ser expresada como función ( f ) d e l a concentración R = f ([A],[B])
En algunos casos la velocidad de reacción también depende de la concentración de una o más especie intermediarias, por ejemplo en las reacciones enzimáticas. El orden de reacción es un parámetro que ayuda a entender cómo funcionan las cosas y cómo las podemos manipular; es proporcional a la concentración de los compuestos. Existen diferentes órdenes de reacción: Orden cero.- no depende de cuánto agreguemos de cada uno de los •
reactivos. •
Orden uno.- depende de la concentración de uno de los reactivos.
•
Orden n.- depende de la concentración de n reactivos.
PRIMERA PARTE
N2(g) + 3H2(g) ========== 2 NH 3(g) + ΔH ...(1) El NH3 se obtiene exclusivamente por el método denominado proceso Haber-Bosch (Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premio Nobel de química en los años 1918 y 1931). El proceso consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos. N 2( g) + 3H 2( g) → 2NH 3(g) ΔH o = -46,2 kJ/mol Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la estabilidad del N 2. Se emplea un catalizador de óxido de hierro que se reduce a Fe en la atmósfera de H2. 1.
N2 (g) → N2 (absorbido) 2. N2 (absorbido) → 2 N (absorbido) 3. H2(g) → H2 (absorbido) 4. H2 (absorbido) → 2 H (absorbido) 5. N (absorbido) + 3 H(absorbido)→ NH3 (absorbido) 6. NH3 (absorbido) → NH3 (g) Absorbido significa que el elemento o compuesto está fijo al catalizador.
Determinen las molecularidades de cada paso Los pasos elementales de reacción 1 2 3 4 y 6 son de orden 1, o bien unimoleculares, pues en los reactivos solo figura una molécula. El paso 5 parece ser de orden global 4 (1+3=4),: N(ads) + H(ads) --->NH(ads) NH(ads) + H(ads) --->NH2(ads) NH2(ads) + H(ads) --->NH3(ads)
SEGUNDA PARTE
Según la evidencia experimental el paso determinante (más lento) de la reacción es el paso 2. Basado solo en esta información, presenten cual sería la expresión de la velocidad de reacción más probable, y el orden global de la reacción Según la ley de velocidad de orden 1 en N2 y de orden cero en H2: v = k [N2] o bien, para presiones parciales, v = k P(N2) Esto es una ley de orden 1 en N2, y aunque parezca absurdo, de orden cero en H2. Cuando H2 es el reactivo
limitante, puede ser que la velocidad también dependa de H2 en orden 1: v = k' [N2] [H2]
En la expresión: v = k [ A]nx[B]m se denomina orden de reacción al valor suma de los exponentes “n + m”. Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden “n” con respecto a A y de orden “m” con respecto a B.
Basado en la estructura química de los reactivos, ¿Por qué el paso determinante de la reacción es el 2? Los estudios sobre el mecanismo de la reacción indican que la etapa determinante de la velocidad de la reacción es la ruptura de la molécula de N2 y la coordinación a la superficie del catalizador. El otro reactivo, H2, se activa más fácilmente. Se producen una serie de reacciones de inserción entre las especies adsorbidas para producir el NH3. El catalizador funciona adsorbiendo las moléculas de N2 en la superficie del catalizador debilitando el enlace interatómico N-N; de esta forma se origina N atómico el cual reacciona con átomos de hidrogeno que provienen de la disociación de H2 que también tiene lugar en la superficie metálica
TERCERA PARTE Asumiendo que el factor de frecuencia (A, de la ecuación de Arrhenius) es 107 s-1 [5], prediga cuanto tiempo gastaría una mezcla de relación 1:3 de N2 y H2 en a lcanzar una conversión del 80% A 25°C y a otra temperatura entre 150 y 500 °C, Con catalizador y Sin catalizador (tome Ea= 420 kJ/mol). Concluya brevemente sobre cómo influye el catalizador y la temperatura en el tiempo de conversión.
La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene recogida en la ecuación de Arrhenius:
· · ·
k = const. de velocidad
A = constante T = temp. absoluta
Catalizadores
Parte # 4 Escojan por lo menos dos condiciones de presión y temperatura y observen el rendimiento que le da la reacción cuando llega al equilibrio según el siguiente simulador: http://www.freezeray.com/flashFiles/theHaberProcess.htm
Presente los resultados de rendimiento para las condiciones escogidas en una tabla. Concluyan según estos resultados y el principio de Le’chatelier, como influyen la Temperatura y la presión en la conversión posible cuando se alcanza el equilibrio, teniendo en cuenta que la reacción es exotérmica
Experiencia
Concentración inicial (mol Velocidad inicial (mol L-1s-1) L-1) [NO] [H2]
T=500 y p=1000 T= 650 y P= 1100 T=100 y P = 120
0,064 0,064 0,128
0,022 0,044 0,022
2,6 . 10-2 5,2 . 10-2 0,10
Parte # 5 Revisen la siguiente animación http://www.wikisaber.es/contenidos/LObjects/12_ammonia_and_the_haber_process/ index.html ¿Por qué es necesario reciclar la salida del reactor, en vez de cambiar las condiciones de P y T para aumentar el rendimiento?
Porque se aplicaría: La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una reacción, aumenta si aumenta la temperatura, porque la fracción de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. Así, a T 2 hay un mayor porcentaje de moléculas con energía suficiente para producir la reacción (área sombreada) que a T 1. La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene recogida en la ecuación de Arrhenius:
Manufactura del ácido nítrico El ácido nítrico es uno de los ácidos inorgánicos más importantes, se utiliza para producir fertilizantes. El proceso más conocido para producirlo es el proceso de Oswald. [3]
PARTE 6. (1)
4NH3(g) + 5O2(g) ↔ 4NO(g) + 6H2O(g) a 800°C k=1.324 (2) 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) sin catalizador , k= 1456 (3) 2NO2(g) + H2O(l) ↔ HNO2(ac) + HNO3(ac) , k= 1,235 (4) 3HNO2(ac) ↔ HNO3(ac) + H2O(l) + 2NO(g) , k= 1.298
PARTE 7 ¿Cuál sería la relación entre la constante de reacción entre 4NH3(g) + 5O2(g) →4NO(g) + 6H2O(g) y NH3(g) + 5/4O2(g) →NO(g) + 6/4H2O(g)?
Parte 8 Si hacer ningún cálculo, indiquen si la entropía de la reacción ∆SR es positiva o negativa para las 4 reacciones.
reaccion 4NH3(g) + 5O2(g) ↔ 4NO(g) + 6H2O(g) a 800°C k=1.324 (2) 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) sin catalizador , k= 1456 (3) 2NO2(g) + H2O(l) ↔ HNO2(ac) + HNO3(ac) , k= 1,235
Positiva
(4) 3HNO2(ac) ↔ HNO3(ac) + H2O(l) + 2NO(g) , k= 1.298
Negativa
Negativa Positiva
PARTE 9 Calculen ∆GR0 de la reacción (1) ¿cuál es la constante de equilibrio en términos de presiones Kp? ¿cuál es la constante de equilibrio en términos de concentraciones Kc? Tome una temperatura entre 820 y 950 °K. La temperatura a escoger dependerá de su número de grupo: P = 818 + 2*No. Grupo [°K]
PARTE 10
Asuman que ∆SR y ∆HR se mantienen relativamente constantes con la temperatura. Calculen ∆GR a la temperatura a la que ocurre la reacción en el ciclo del Oswald (la temperatura escogida).
PARTE 11 Tomen una de las reacciones presentadas para sintetizar fertilizantes: La reacción a escoger dependerá de su grupo: No. Grupo/8 (tomen el entero más cercano) Presenten la expresión de la constante de equilibrio y calculen ∆HR y ∆GR a condiciones estándar y concluyan si la reacción sería posible y si sería exotérmica o endotérmica a condiciones estándar.
REACCION ProcesoHargreaves
Reaccion Exotermica
CONCLUSIONES La cinética química, se define como: Rama de la química que se encarga del estudio de la velocidad de una reacción y los factores que la afectan. Para medir la velocidad de un automóvil, tomamos en cuenta el cambio de posición en un determinado tiempo y, las unidades que se utilizan son kilómetros por hora o millas por hora. La velocidad de reacción . Se define como la cantidad de producto que aparece, o bien, la cantidad de reactante que desaparece por unidad de tiempo. Las unidades que se emplean para medir velocidad de reacción son moles por segundo (Mol/s). Existen diversas maneras de medir en el laboratorio, la velocidad de una reacción como pueden ser: Formación de precipitados, cambios de color, variación de conductividad eléctrica, etcétera Experimentalmente se ha demostrado que existen ciertos factores que afectan la velocidad de una reacción. Entre éstos, podemos mencionar los siguientes: a) Naturaleza química de los reactivos. b) Concentración de las especies reactante.
c).- Temperatura. d).- Presión. e).- Catalizadores.
Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas, debido a la transferencia de electrones y la redistribución de los enlaces. La mayor parte de las reacciones moleculares son elásticos; es decir, simplemente rebotan y se apartan sin sufrir cambios; si la energía de activación es pequeña, pocas colisiones tendrían suficiente energía para ocasionar cambios; por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable Los cambios de presión se utilizan en reacciones gaseosas donde se quiere forzar la formación de un producto determinado, como por ejemplo en la producción de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno gaseosos.
Los catalizadores, son sustancias que se utilizan en pequeñas cantidades con la finalidad de alterar la velocidad de una reacción química; una de las características de estas sustancias es que no se consumen durante la reacción. El catalizador actúa aumentando la energía de activación, por lo que la reacción se llevará a una mayor velocidad. Por ejemplo, el agua oxigenada o peróxido de hidrógeno, se descompone lentamente por sí misma; sin embargo, cuando le agregamos una pequeña cantidad de dióxido de manganeso, la descomposición es casi explosiva.
BIBLIOGRAFIA •
http://centros4.pntic.mec.es/~sierra8/aquimica/cinetica.pdf
•
http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/teoria/cinetica.pdf
•
•
http://www.siceditorial.com/ArchivosObras/obrapdf/CURSO%20DE %20QUIMICA%20INORGANICA%20Y%20ORGANICA842005.pdf http://es.scribd.com/doc/99424419/01ACAP-14-CINETICA-QUIMICA
