Quimica Experimental b1t7

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL  Armar el equipo como se muestra en la siguiente figura  En un tubo o en un matraz agregar H2O(20%) 15 ml y cuando todo el equipo está listo agregar 1gr de catalizador Fe2O3 o MnO2, tener un baño de agua maría listo a 30˚C (rango entre 28˚C-30˚C)  Todas las uniones deben estar herméticamente cerrada cuando la primera burbuja de O2 empieza a salir del gas empezar a controlar el tiempo  Registrar el volumen (Vn) que es la última lectura de volumen (cuando no hay producción de O2)

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS    

Matraz y una cuba de calentamiento. Manguera para conexión, agua destilada. Peroxido de hidrogeno (H2O2). Catalizadores: Trioxido de hierrro (Fe2O3), dioxido de manganeso.

K= 2.303Loga T(a-x)

2 H2O2

+ Q

=

2.303LogVn T(Vn-Vt)

2 H2O

+

O2

TRATAMIENTOS DE DATOS EXPERIMENTALES  usando el método tabular calcule los siguientes datos hallados. (llene los datos de la tabla N-1)  usando la ecuación (2) calcular los valores de K para cada valor de la tabla  promediar dichas constantes

tiemp o 2 4 6 8 10 12 14 16 20 24

volumen 5 7 12 14 16 20 24 30 36 40

(Vn-Vt) 5 2 5 2 2 4 4 6 6 4 PROMEDIO

K 0.16 0.24 0.082 0.16 0.14 0.062 0.056 0.035 0.03 0.038 0.1003

RECOMENDACIONES  En el momento de hacer uso de la balanza estar seguros de que se encuentra bien calibrada o de lo contrario podría malograr el experimento.  Reiterar la necesidad de contar con la pizarra en el laboratorio para un mejor desarrollo de la clase.

 Medir las muestras exactamente para garantizar un buen trabajo. CONCLUSIONES  La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental; la química cuántica permite indagar en las mecánicas de reacción, lo que se conoce como dinámica química.  Un catalizador que está en una fase distinta de los reactivos se denomina catalizador heterogéneo o de o.

CUESTINARIO Y PROBLEMAS. 1.-¿Factores que dependen para calcular la velocidad de reacción química? Todos los factores que provoquen un aumento del nº de choques y de su eficacia, favorecerán la velocidad de reacción, entre ellos destacamos: Naturaleza de los reactivos. Las reacciones que requieran la ruptura de enlaces en los reactivos (moléculas intactas), serán más lentas que aquellas en las que los reactivos estén parcialmente disgregados (disoluciones, reacciones entre iones...). Concentración de los reactivos. El aumento en la concentración supone un incremento del nº de choque y, por tanto, un aumento de los choques efectivos; es decir : a mayor concentración de los reactivos, mayor velocidad de reacción Temperatura.

La velocidad temperatura.

de

cualquier

reacción

aumenta

con

la

Por una parte el aumento de temperatura supone aumentar la velocidad de las moléculas, y por tanto el nº y eficacia de los choques. Por otra, el aumento de temperatura provoca un aumento de la energía de las moléculas, es decir, el nº de moléculas activadas. Grado de división de los reactivos. Cuanto más particulados estén los reactivos, mayor será la probabilidad de os entre ellos, por lo que aumentará la velocidad de la reacción.

Presencia de los catalizadores. Un Catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción sin entrar a formar parte de ella. Este fenómeno se denomina “catálisis”. Desde el punto de vista energético la acción de los catalizadores es modificar la energía de activación de una reacción. Un catalizador modifica la velocidad de reacción, pero no es capaz de provocar una reacción que por sí sola no llegara a producirse. Hay dos tipos de catalizadores: Catalizadores positivos : Disminuyen la energía de activación, provocan aumento de la velocidad de reacción. Catalizadores negativos o inhibidores : Aumentan la energía de activación, provocan descenso de la velocidad de reacción. TIEMPO H2O2

0.0 min 0.1000M

5.0min 0.0804M

10.0min 0.0648M

15.0min 0.0519M

3.- La constante de velocidad de una reaccion de primer orden en 66/S V= ∆[H2O2] x min/60seg=

V1= 0.0196

∆t

= 3.92x103 mol/lt-seg 

5 V2= 0.0156

= 3.12 x103mol/lt-segx

5 V3= 0.0129

= 2.58x103mol/lt-seg x

min/60seg=

min/60seg= 5

4.- Escriba una ecuación de velocidad que demuestre que la velocidad de la concentración de los reactivos para cada uno de las reacciones elementales. CS2 CH3Br

+

CS V = K[CS2] OH CH3OH V= K[CH3]

BIBLIOGRAFÍA:

+

S +

Br

 Química experimental (Luís Carrasco Venegas y Luz Castañeda Pérez )  Química (Raymond Chang)  Guía de laboratorio (Ing. Jorge Diego Carvajal)  http://es.wikipedia.org/wiki/Instrumentos_de_laboratori o  http://es.wikipedia.org/wiki/Leyes_estequiom %C3%A9tricas"  http://es.wikipedia.org/wiki/Clorato_de_potasio"

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTALES  determinar el equivalente electrolítico del cobre, cantidad que deposita un equivalente químico de cobre.  Limpieza de los electrodos de cobre, zinc, usando una lija de metal, luego desengrase, empleando algodón impregnado con una solución de cal.  Preparar la solución y luego vaciarlo en un vaso de 400 ml, con 300 ml de solución acidificada de CuSO4 0.25 M.

 Pesar el electrodo de cobre que actuara como cátodo.  Realizar el montaje del circuito para llevar a cabo la electrodeposición del cobre desacuerdo al diagrama.  Cerrar el circuito mediante el interruptor y retirar el cátodo para enjuagarlo con agua destilada.  Dejar enfriar el electrodo de cobre, encontrar el peso del Cu depositado y la cantidad de corriente en culombios que ha sido necesario.  Con estos datos calcule el peso del cobre depositado por el peso de un culombios

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS  Electrodo de Cobre, Zinc, amperímetro, balanza y algodón.  Vasos precipitado, termómetro, oxido de calcio (CaO)  10ml de H2SO4 concentrado por litro de disolución de CuSO 0.25M  Reostato, bateria y cables de conexión.

Equi. Elect Cu de corriente que depositaria un Para encontrar la cantidad equivalente químico de cobre, efectuar la operación:

Equi-quiCu(31.35)

2 eCu0    

cu +2

Peso de la llave ……………………………………17.0gr Peso del cobre depositado y la llave…………….17.2gr Peros del cobre depositado……………………….2.0gr Peso del cobre por u culombio……………………3.3*10-3

CONCLUSIONES En síntesis se puede decir que quizás desde el siglo V antes de Cristo el hombre estuvo relacionado en cierta forma con las pilas, mediante unas vasijas. Lo que quizas explicaría que desde ese tiempo fueron ocupadas ciertas formas para producir una corriente eléctrica; no se manejaba el concepto de pila como en la modernidad y estudios analíticos existentes en la actualidad.

CUESTIONARIO Y PROBLEMAS 1.- Una solución de sulfato de cobre II se somete a electrolisis al pasar una corriente de una solución por medio de electrodos inertes. En consecuencia hay una disminución en la concentración de Cu+2 y un aumento en la

concentración del ion OH- . También un electrodo incrementa su masa y se desprende un gas en el otro electrodo. Escriba la semirreacciones que se efectúan en el ánodo y en cátodo  Cátodo Cu+2

+

2e

Cu

 Ánodo 2H2O

2 O2 + 4H+ + 4e

3. defina los siguientes: Ánodo El electrodo de una celda electroquímica es el lugar donde se produce la reacción de oxidación:  

En una célula electrolítica es el terminal positivo. En una pila es el terminal negativo, pues por definición el ánodo es el polo donde ocurre la reacción de oxidación.

Por tanto se denomina ánodo al electrodo positivo de una célula electrolítica hacia el que se dirigen los iones negativos dentro del electrolito, que por esto reciben el nombre de aniones. cátodo Se denomina cátodo al electrodo negativo de una célula electrolítica hacia el cual se puede trasportar electrones al tubo de ensayo. Se dirigen los iones positivos, que por esto reciben el nombre de cationes. Sin embargo, en una célula electrolítica, el conductor es el electrolito, no un metal, y en él pueden coexistir iones negativos y positivos que tomarían sentidos opuestos al desplazarse. Por convenio se adopta que el sentido de la

corriente es el del ánodo al cátodo o, lo que es lo mismo, del positivo al negativo. Fuerza electromotriz La fuerza electromotriz (FEM) (Representado con el símbolo griego ) es toda causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos puntos de un circuito abierto o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. Es una característica de cada generador eléctrico. Con carácter general puede explicarse por la existencia de un campo electromotor cuya circulación, fuerza electromotriz del generador.

, define la

Se define como el trabajo que el generador realiza para pasar por su interior la unidad de carga positiva del polo negativo al positivo, dividido por el valor en Culombios de dicha carga. Esto se justifica en el hecho de que cuando circula esta unidad de carga por el circuito exterior al generador, desde el polo positivo al negativo, es necesario realizar un trabajo o consumo de energía (mecánica, química, etcétera) para transportarla por el interior desde un punto de menor potencial (el polo negativo al cual llega) a otro de mayor potencial (el polo positivo por el cual sale). Potencial de reducción El Potencial de electrodo, Potencial de reducción o Potencial REDOX es como se le conoce a una celda galvánica que produce por la reacción de la celda que no está en equilibrio. El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibro. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial "E" se haría cero. Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al

equilibrio, y desde <<muerto>>.

ese

momento

la

batería

ha

Potenciales de semicelda El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (Eder) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda (Eizq). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, Ecelda, como: Ecelda = Ederecha - Eizquierda o bien se le conoce como: Ecelda = Ereducción - Eoxidación Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos. Descarga de una celda galvánica La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda". Tipos de electrodo Electrodo de referencia estándar de hidrógeno Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicacíon amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como éste debe ser fácil de

fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El electrodo estándar de Hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrod de gas común.

Definición de potencial de electrodo y potencial estándar de electrodo Potencial de electrodo Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda. Potencial estándar de electrodo (E°) Se define como su potencial de elctrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

4.- Se pasa una corriente constante de 1.25amperes a través de una celda electrolítica que contiene una solución de 0.05M Cuso4 y un ánodo de cobre y un cátodo 0.08 a) cuanto tiempo debe fluir para obtener este deposito

t = 1,58x 2 x 96500= 3811.75s 2x 1.25

BIBLIOGRAFÍA:

 Química experimental (Luís Carrasco Venegas y Luz Castañeda Pérez )  Química (Raymond Chang)  Guía de laboratorio (Ing. Jorge Diego Carvajal)  http://es.wikipedia.org/wiki/Instrumentos_de_lab oratorio  http://es.wikipedia.org/wiki/Leyes_estequiom %C3%A9tricas"  http://es.wikipedia.org/wiki/Clorato_de_potasio"