Laboratorio de Ingenieria de Reactores
PRACTICA N° 4

INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN EMPLEANDO COMO SISTEMA EL ALCOHOL ETÍLICO Y EL ACIDO CRÓMICO

1. OBJETIVOS
-Definir la velocidad de reacción y el efecto que tiene la variación de concentración en la misma velocidad.
-Determinar por los métodos matematicos empleados el orden de reacción así como el coeficiente cinético.
-Establecer la existencia de influencia entre la relación molar y el orden de reacción.
-Adquirir las habilidades adecuadas para la toma de muestras, así como para medir su concentración y determinar su relación respecto al tiempo.

-El método mas apropiado para la obtención de los datos cinéticos para calcular la velocidad de reacción.

2. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Las velocidades de reacción se pueden determinar siguiendo el cambio de concentración de un reactivo o de un producto, encontrandose ademas que existe una proporcionalidad con respecto a varias potencias, expresadas por la ley de velocidad, en forma matematica. La ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y la concentración de los reactivos, elevados a alguna potencia.
La ecuación química describe el resultado general de una reacción química, misma que se puede efectuar en una o varias etapas, las cuales conocemos como reacciones elementales que en conjunto describen lo que esta sucediendo a nivel molecular, por ejemplo:
aA + bB cC + dD
La velocidad de reacción sera proporcional al número de colisiones entre moléculas de A y B por unidad de volumen:
[pic]

La velocidad de reacción dependera de la concentración de ambos compuestos, agregando una constante de proporcionalidad,' la velocidad detransformación de A puede expresarse en términos de las concentraciones molares:

- rA = k,CaACpB















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Siendo k, la constante de velocidad correspondiente y el orden de reacción global n se define como la suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de los reactivos (n=a + p).
Resulta claro que éste no puede ser el caso de una reacción catalizada, puesto que la función del catalizador sigue esquemas de mayor complejidad. La velocidad de una reacción que tiene lugar en presencia de un catalizador no respondera a la ecuación deducida de la estequiometría del sistema; es decir, se trata de reaccionas— complejas que transcurren a través de diversos pasos intermedios siguiendo mecanismos mas complicados debido a la acción del catalizador.
Sin embargo, la expresión cinética que pueda deducirse, teniendo en cuenta la presencia del catalizador, tendra una forma semejante a las obtenidas en el tratamiento de reacciones elementales.
r = kf(C
Que igualmente, señalara el efecto de la concentración de reactantes sobre la dinamica del sistema.
Finalmente dos puntos importantes
1. La ecuación cinética siempre se determina expermentalmente. A partir de concentraciones y de la velocidad inicial es posible determinar el orden y la constante de velocidad de una reacción.
2. El orden de una reacción se define en términos de las concentraciones de reactivos.
3. Los exponentes α y β son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b la reacción se conoce como elemental, en caso contrario, no es elemental

Definición de ecuaciones cinéticas para los sistemas reaccionantes experimentales.


Consideremos la ecuación de la reacción en estudio:3CH3-CH2-OH + 4HcrO4- + 16H+ 3CH3-COOH + 4Cr3+ + I3H2O

Por lo tanto la expresión cinética según la ley de potencias sería:




- va = k[CH3CH20H]a [HCrOi-1 ]p[ H+ ]Y
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3 DESARROLLO EXPERIMENTAL
A continuación se enlistan las actividades experimentales que deberan llevarse a cabo y se indica la tabla en la que se ubicaran los datos, señalandose ademas el manejo de los mismos.

1. Preparar una solución de acido crómico acida, disolviendo en 20 mL de agua destilada 2g de Dicromato de potasio a continuación adicionar en baño María lentamente 100 mL de H2SO4 concentrado, aforar a 1 L con agua destilada, cantidad suficiente para todo el grupo.


2. Preparar 1 L de solución alcohólica (cantidad es suficiente para todo el grupo), adicionando a baño María en aproximadamente 200 mL de agua destilada 80 mL de etanol absoluto seguido de 100 mL de H2SO4 concentrado finalmente aforar a 1 L con agua destilada.
3. Preparar un 1L de soluciones de tiosulfato de sodio 0.01 M y 0.02 M respectivamente
Preparar una solución indicadora de KI (9 g en 80 mL), preparada al momento.
5 - Preparar 1 L una solución indicadora de almidón (ver en la practica 3 la manera de prepararse
6. - Medir y mezclar las cantidades necesarias de acido crómico y etanol, de acuerdo al sistema a preparar (Tabla 1). Iniciar el cronómetro © al momento de mezclar.
7. A los tres minutos de iniciada la reacción, tomar una alícuota de 10 mL y depositarla en un matraz Erlenmeyer que contenga 5 mL de K3, a continuación titularla con tiosulfato de sodio ver tabla 1 según el sistema, hasta tener un color amarillo-claro.
8. - Inmediatamente después agregar unas gotas de la solución de almidón (se tornara azul oscuro-negro) y seguir titulando con tiosulfato de sodio hasta el vire a azul agua marino. Registrarel volumen total gastado de tiosulfato
9. Repetir los pasos 7 y 8 hasta obtener 10 lecturas.

NOTA 1 Se debe cuidar de no contaminar la reacción, ni sobre-titularla. El volumen de gasto sera igual al gastado antes de la adición del almidón mas el gastado después de dicha adición.

TABLA 1. Datos de cada sistema.
|No. de Sistema |Volumen de HcrO4- (mL) |Volumen de Etanol (mL) |Titular con solución de Na2S203 de |
| | | |molaridad |
|1 |100 |1 |0.02 |
|2 |100 |25 |0.01 |















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A continuación se muestra la Figura 5 donde se esquematiza el desarrollo experimental:


[pic]
[pic]
[pic]
T
t
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TABLA 2 Tabla de datos experimentales

|t (min) |Sistema 1 |Sistema 2 |
| |Vol. Gastado de Na2S2O3 (0.02 |Vol. Gastado de Na2S2O3 (0.01 M)|
| |M) mL |mL |
| | | |
| | | |
| | | |
|| | |
| | | |


4 SECUENCIA DE CALCULOS
1.- Para obtener la concentración de [HcrO41], considerando la reacción:
4HCr04 -1 + 2KI -> 4Cr3+ +h + Productos
Se observa que debido a que el cromo se reduce de +6 a +3, (3 equivalentes), se sugiere la siguiente ecuación:




Calcular con la expresión anterior, los valores de la concentración para el HcrO4 de cada sistema anotando los resultados en la siguiente tabla.

TABLA 3. Tabla de [HcrO4 ] para cada sistema.

| HcrO4-] (mol/L) =Ca |
|t (min) |Sistema 1 |Sistema 2 |
| | | |
| | | |
| | | |
| | | |
| | |4 |






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2- Con el fin de comparar los datos experimentales,graficar en un mismo grafico concentración / L) vs. tiempo (min) para el sistema 1 y para el sistema 2.

Debido a que no se tiene la concentración inicial del HcrO4-, ni datos auxiliares para su calculo, se opta por emplear el método diferencial para el calculo de n y k.

Método Diferencial

Las expresiones cinéticas se obtienen considerando la reacción:
[pic]
Sì suponemos que la ecuacion de velocidad sòlo es funciòn de [HcrO4-] = CA, se puede obtener la ecuaciòn de velociad como:
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Linealizando aplicando logaritmos












METODO DIFERENCIAL SISTEMA 1
Con los datos t vs. [HcrO4-] = Ca aplique el método diferencial y llene la Tabla 4 Tabla 4 Resultados del método diferencial SISTEMA 1
|t |Ca=HcrO4- |(Ca |(t |
|1 | | | |
|2 | | | |




5 OBSERVACIONES










6 CONCLUSIONES






7 CUESTIONARIO

1.- ¿Cómo influye la relación molar?

¿Cómo influye la relación molar en el orden de reacción?

3.-¿Cómo afecta la concentración en la constante de velocidad?
----- ----- -------------
Titulaciòn



7
N
P
|
–
Ñ
a
õ
ÿ
²
³
³
´
Ã
Ä
Å
Ç
a
6
7
8


Figura 1 Desarrollo experimental