Proyecto de integración

Enzima, es una proteína que actúa como un acelerador de las rxn químicas, con actividad catalítica, una de las características únicas de las enzimas es su especificidad, de manera que un único tipo de enzima se une a un único tipo de substrato.

La catalasa es un enzima antioxidante que entra la clasificación oxirreductasa, ya que es una reacción de oxidación-reducción, y se encuentra en las células de los tejidos animales y vegetales. El término cinética enzimática implica el estudio de la velocidad de una reacción catalizada por una enzima y los efectos que pueden tener factores como los inhibidores.

Nuestro proyecto consiste en medir diferentes sustratos para entender su especificidad o bien, medir la actividad de la enzima de diferentes tejidos u organismos para entender cómo las diferencias en actividad están relacionadas con la función y/o la fisiología del organismo del que proceden, fue como idealizamos un sistema en el cual sea posible medir la cantidad de oxigeno producido,  entonces se nos ocurrió el siguiente modelo:

Resultados:

Estos resultados fueron de la catalasa en la papa lo que hicimos fue a través de los ml obtenido pudimos obtener la concentración, y gracias a gas ideal obtuvimos la concentración inicial y por ultimo fue el balance de materia el cual nos ayudo a obtener la velocidad d rxn.

Las burbujas que se producen son básicamente oxígeno que se desprende de la reacción entre las moléculas de peróxido de hidrógeno y la enzima catalasa, que la degrada en agua y oxígeno molecular que se libera en forma de gas, en este proyecto pudimos observar que se tiene una reacción enzimática, y el cómo los catalizadores actúan sin alterar el producto, ya que solo aceleran la reacción, el poder visualizar estos conceptos nos ayudan a entenderlos mejor y a predeterminar comportamientos dados sobre reacciones.

7.- Catálisis
7.1 Catálisis homogénea
Un ejemplo de una catálisis homogenea seria una rxn en la misma fase con el catalizador en la misma fase como en la siuiente:
2 H2O2(ac) →   2 H2O(l)  +  O2(g)

Sin embargo, si añadimos yoduro de potasio (KI) sólido, éste se disuelve en el agua: allí empieza la catálisis, al disponer del ión yoduro I-. El ión yoduro reacciona primero con el agua oxigenada, obteniéndose una reacción en dos pasos:

PASO 1:        2 I-(ac)  +  H2O2(ac)  +  2 H+(ac)  →  I2(ac)  +  2 H2O(l)
PASO 2:        I2(ac)  +  H2O2(ac)   →  2 I-(ac)  +  2 H+(ac)  +  O2(g)
GLOBAL:       2 H2O2(ac)  →  2 H2O(l)  +  O2(g)

Observa que el ión yoduro participa como reactivo en el paso 1, pero se produce nuevamente en el paso 2: por tanto, no se altera durante la reacción (requisito para ser catalizador). Asimismo, la reacción global la hemos obtenido sumando ambos pasos: considera que la reacción global es igual a la que ocurría sin el catalizador. El ión yoduro, por tanto, es un catalizador que ha disminuido la energía de activación de la reacción. Asimismo, es una catálisis homogénea, ya que tanto el ión yoduro como el agua oxigenada (el reactivo) están disueltos en agua (misma fase).

7.2 Catálisis Heterogénea
La importancia económica de la catálisis heterogénea es tal que casi el 80% de los procesos industriales utilizan en alguna de sus etapas una reacción catalizada por un sólido. Los productos sintetizados mediante procesos catalíticos heterogéneos son muy variados, tanto en su naturaleza química como en la cantidad producida y su coste por unidad de peso.

5.- Teorias tecnicas

5.1 Teoría de colisiones

Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí, y por lo tanto:

“La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.”

De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo mismo, su constante cinética) por ejemplo Cl₂ y H₂, para dar cloruro de hidrógeno, en un segundo se pueden producir del orden de 10³⁰ colisiones. Las moléculas de Cl₂ y H₂ son gases, se están moviendo constantemente de forma caótica por el recipiente y es normal que se crucen sus trayectorias aleatorias y choquen. Pero si los 10³⁰colisiones en un segundo diesen lugar a HCl, la reacción se completaría en tan solo una fracción de segundo inapreciable, algo que no sucede en la realidad. Y no sucede porque, como decimos, muchos choques no son eficaces, no conducen a la formación de productos.

5.2 Teoría del complejo activado

La Teoría del Complejo Activado o Teoría del Estado de transición para explicar a nivel molecular cómo transcurren las reacciones químicas. En dicha teoría se postula que cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación y dan lugar a un estado intermedio transitorio, denominado Estado de Transición. Dicho Estado de Transición es de muy alta energía y muy corta duración, y en el mismo se forma una estructura transitoria de máxima energía que se denomina Complejo Activado (formado por todos los átomos implicados en la reacción).

6 Reacciones Complejas

6.1 Reacciones en paralelo
Es una reacción competitiva en la que un reactivo se debate en producir un componente deseado en contraposición con la producción de uno o mas componentes no deseados, esto sucede cuando un reactivo posee más de una vía de descomposición

Identificando D como el componente deseado debemos emplear métodos de reacción que permitan incrementar la producción de este y minimizar la producción del componente no deseado U, debido a que incorporar esquemas de separación incrementarían los costos.

6.2 Reacciones en serie

Para determinar la velocidad neta de cambio del componente A debemos debemos aplicar aplicar la siguiente siguiente premisa premisa, Las velocidades velocidades netas de un componente es la sumatoria de todas las velocidades de descomposición o formación en las que participa ese componente, tomando como convención (-) para descomposición y (+) para formación de este componente


6.3 Reacciones reversibles
Problema ___________

Un componente A se descompone según la reacción:

2AßàB +C

que es exotérmica, espontánea a temperatura ambiente y tiene una energía de activación alta.                       

A) indique, en un diagrama entalpico , entalpía de reacción y energía de activación                       

 B) justifiqué si la reacción de descomposición es rápida o lenta a temperatura ambiente   
nos dicen que la reacción de descomposición tiene una energía de activación alta; por tanto, se trata de una reacción lenta .                   
C) justifique que proceso es más rápido, el directo o el inverso               
según vemos en la gráfica, la energía de activación de la reacción directa es menor a la de la reacción inversa, Ea<E-a.
El proceso más rápido será, por tanto, el directo       

D) justifique si un aumento de temperatura favorece la descomposición desde el punto de vista del equilibrio y de la cinética

tal y como se verá en el siguiente tema, al tratarse de una reacción exotérmico, un aumento de temperatura, desde el punto de vista del equilibrio, favorecer al sentido inverso y no la descomposición. Desde el punto de vista cinético, un aumento de temperatura favorecerá tanto el sentido directo como el inverso, ya que afectará a ambas energías de activación

4.- Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura

4.1 Ecuación de Arrhenius

Es una relación entre la constante de velocidad de una reacción y la temperatura a la cual transcurre la misma.

k = A·e-Ea/RT

Donde:

k: constante de velocidad de la reacción. Las unidades dependerán del orden global.

A: factor de frecuencia o factor preexponencial. Es un índice relacionado con la frecuencia de las colisiones entre las moléculas de reactivos y sus unidades dependerán de las de k.

Ea: energía de activación de la reacción, normalmente dada en kJ·mol-1

R: constante de los gases ideales. Si Ea viene dada en kJ·mol-1, su valor es 8,31·10-3 kJ·mol-1·K

T: temperatura, en kelvin

Problema:

En una reacción en fase gaseosa, Ea = 103 kJ/mol,  con la constante de velocidad k = 0.0850 min -¹ a 273 grados kelvin. ¿Cuál será la constante de velocidad k a 323 ºK?

K2= 0.0856 min-1

4.2 Energía de Activación

 La energía mínima que se necesita para iniciar una reacción química se llama energía de activación, Ea y varía   de   una          reacción a             otra.

Los datos siguientes dan la dependencia de k con T para la reacción:

N2O5 (g)  2NO2 (g) + ½ O2 (g)

Calcula la energía de activación de la reacción.

Como ya se ha comentado, el proceso de resolución implicaría el uso de la ecuación de Arrhenius linealizada. Para ello se comenzaría por añadir dos columnas a la tabla (1/T y lnk), se realizaría el ajuste y finalmente se despejaría el valor de Ea a partir de la pendiente

Puesto que k varía con T según la ecuación de Arrhenius, ln k varía frente a 1/T según una línea recta. La pendiente de ésta es –Ea/R (ver ecuación 3). Tras despejar damos el resultado final:

Ea = 102.89 KJ/mol

3.- Calculo de la constante de velocidad y orden de reacción:

3.1 Sistemas de reacción homogéneos en fase gas sin la presencia de inertes

El gas que sale de un reactor nuclear contiene una variedad completa de trazas radioactivas, siendo de las conflictivas el Xe-133 (Tiempo medio de una vida = 5,2 días) este gas que fluye de forma continua por un tanque con una gran retención, con tiempo de residencia de 30 días, en el cual se puede suponer que el contenido está bien mezclado.Halle la fracción de actividad que es removida en el tanque.

C_A= C_A0 expt(-kt)

0.5 C_A0= C_A0exp(-kt)

0.5=exp(-kt)

Kt=ln(2)

K=ln(2)/t = ln2/5.2 = 0.1333dia-1

3.2 Sistemas homogéneos en fase gas con la presencia de inertes

Problema__________
A 650°C el vapor de PH₃ se descompone como sigue

4PH₃ à P_4(g) + 6 h₂                                                 -r_PH3=10 H^-1 C_PH3

 ¿Que tamaño de re creator de flujo en pistón que opere a 649º C y 11.4 atm se requiere para alcanzar 75% de conversión de 10 mol/H de PH₃ que tiene 2/3 de PH₃ y 1/3 de inerte?

Solución

Sistema de densidad variable porque es gaseoso y varía F_total, lo que ocasiona que el flujo volumétrico varía

Problema____________

El reactivo gaseoso A se descompone como sigue

A à 3R                                   -r_A= 0, 6 min^-1 C_A

Halle la conversión de A qué se obtiene en un reactor de mezcla completa de 1 m³ que se alimenta con una corriente de 50% de A y 50% de inertes (v₀= 180 L/min, C_A0=300 mmol/L)

Solución

Sistema de densidad variable porque es gaseoso y como varía F total durante el transcurso de la reacción, el flujo volumétrico varía

3.3 Sistemas de reacción en fase líquida 

Problema _________________

Una corriente de un reactivo líquido (1 mol/L) pasa a través de lectores de mezcla completa en serio. La concentración de A a la salida del primer rector es 0,5 molar/L. Halle la concentración de A a la salida del segundo rector la reacción del segundo orden con respecto a A y V₂/V₁=2

Solución

Sistema de densidad constante porque es líquido

2.- Cinética química

La cinética química es el estudio de la rapidez de transformación de una reacción química y de los mecanismos mediante los que tienen lugar.

2.1 Molecularidad y orden de reacción

El orden de reacción con respecto a cierto reactivo, es definido como la potencia (exponencial) a la cual su término de concentración en la ecuación de tasa es elevado.

Ejemplo______

Dada una reacción química 2A + B — > C conuna ecuación de tasa

r = k [A]² [B]¹

El orden de reacción con respecto a A sería 2 y con respecto a B sería 1, el orden de reacción total sería 2 + 1 = 3

 

2.2 Reacciones elementales y no elementales

En la siguiente reacción en la cual dos moléculas de monóxido de nitrógeno se combinarían con una molécula de oxígeno para formar dos moléculas de dióxido de nitrógeno.

Sabemos que esta reacción es compleja, ya que se ha demostrado la existencia de compuestos intermedios. Un posible mecanismo de reacción estaría constituido por las siguientes reacciones elementales: 2NO à N₂O₂

Esa reacción elemental ocurriría en una primera etapa.

       N₂O_{2 +} O₂ à 2NO₂

Y esta sería la segunda reacción elemental.

Como podemos ver, la primera etapa es una reacción elemental bimolecular, dado que dos moléculas de monóxido de nitrógeno reaccionan para formar un compuesto intermedio, el N₂O_2.

La segunda etapa, es también una reacción bimolecular, donde el compuesto intermedio reacciona con oxígeno para obtener el producto final.

2.3 Mecanismos de reacción

La mayoría de las reacciones transcurren por mecanismos de varias etapas, llamadas reacciones elementales, la ecuación de una reacción indica el número de colisiones de moléculas de los reactivos implicados en el choque que produce la reacción.

Ejemplo_________

NO + F2 --(k1)->NOF +F	Etapa lenta
NO + F—(k2)->NOF	Etapa rápida

2NO+F_2-à 2NOF

Es coherente con la ley de velocidad obtenida v= k[NO][F₂]

2.4 Reacciones simples (irreversibles) y reacciones complejas (competitivas en serie y reversibles)

Una reacción compleja, o compuesta, ocurre como resultado de la superposición de dos o más etapas más simples.

Ejemplo: 2N2O5 à 4NO2 +O2

Se producen las siguientes etapas:

N2O5 ↔NO2 + NO3

 NO2 + NO3 → NO + O2 + NO2

 NO + NO3 → 2NO2.

La presencia de los intermedios NO3 y NO, que no aparecen implicados en la reacción global, es una clara demostración de que estamos ante una reacción compleja. En este caso (1) = 2(2) + (3) + (4), y se dice que los números estequiométricos de las etapas 2, 3 y 4 son 2, 1 y 1, respectivamente.

2.5 Ley de velocidad

Es la rapidez con que se modifica la concentración de un producto o un reactivo al transcurrir el tiempo

Problema

Tenemos la siguiente reacción  Br₂ + HCOOH -> 2HBr +CO₂

Tiempo (s)	[Br2] (mol/l)	Velocidad media
0	0.0120	3.8x 10-5
50	0.0101	3.8 x 10-5
100	0.0084	3.4 x 10-5
150	0.00701	2.6 x 10-5
200	0.0059	2.4 x 10-5

Problema 

En la reacción de obtención del amoniaco a partir de sus componentes han desaparecido 85 mol/L de nitrógeno en 45 s. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida a los reactivos y al producto. 3 H2(g) + N2(g) <->  2 NH3(g)

VR = - 1/3 d[H2]/dt = - 1/1 d[N2]/dt = ½ d[NH3]/dt

VR = 1/3 VH2 = VN2 = ½ VNH3

De última ecuación podemos deducir:

VH2 = 3 VN2

VNH3 = 2 VN2

Por lo tanto:

 VN2 = ∆[N2]/∆t = 85 mol . L-1 / 45 s = 1,88 mol/ls

VH2 = 3 VN2 = 3 . 1,88 mol . L-1 . s-1 = 5,64 mol/ls

VNH3 = 2 VN2 = 2 . 1,88 mol . L-1 . s-1 = 3,76 mol/ls

Problema

Para la ecuación  2N₂O₅ -> 4NO₂ + O_{2 establece la ecuacion de velocidad.}

La velocidad de reacción seria:

2.6 Método integral para obtener constante de velocidad y orden parcial. Evaluación de ordenes cero, uno, dos y tres de reacción (reacción irreversible)

2.7 Tiempo de vida media para orden cero, uno, dos y tres de reacción (reacción irreversible)

2.8 Calculo de constante cinetica y orden de reacción utilizando el método de aislamiento de ostwald. 

1.- Factibilidad termodinámica de las reacciones químicas

La factibilidad de una reacción se puede medir si se mira el delta G (energía de gibbs) que genera la reacción, esto nos va a definir si las reacciones serán espontanea o no espontanea.

1.1) Proceso espontaneo y no espontaneo.

Problema 1

Vamos a considerar que una reacción  A+B ⟶2C, que reacciona a 298K, con un un ∆H_f^0=90.13 KJ/molK, S^0 [A]=191.15 J/molK, S^0 [B]=205 J/molK, y S^0 [C]=210.6 J/molK  es considerada reacción espontánea, sea correcto esta afirmación?

La entropía seria:

Cumpliendo con la fórmula:

Por lo tanto la reacción no es espontánea a 298K:

Problema 2

Para cierto proceso tenemos los siguientes valores:∆H=-240 KJ y ∆S=-110J/K. Suponiendo que, aproximadamente, los valores de ∆H y ∆S no varían con la temperatura, ¿a qué temperatura alcanzará el equilibrio del sistema? ¿A qué temperatura es espontánea? 

Equilibrio→∆G=∆H-T∙∆S=0

∆T=∆H/∆S

∆T=(-240,000J)/(-110J/K)=2.181K

Al ser ∆H<0 y ∆S<0, esta temperatura marca el limite en el cual la reacción deja de ser espontanea, la reacción será espontanea siempre y cuando la temperatura sea inferior a la calculada.

1.2) Constante de equilibrio en función de temperatura, presión y avance de reacción.

La constante de equilibrio es la relación entre las proporciones molares de reactivos y productos, estas son afectadas si una de las variables (temperatura, presión y avance de reacción), las reglas generales de criterios de equilibrio son: 

∆G>0	Reacción no espontanea	K < 1	La mezcla será principalmente reactivo
∆G<0	Reacción espontanea	K > 1	La mezcla será principalmente producto
∆G=0	Reacción en equilibrio	K = 1	La reacción alcanzara equilibrio a cierta mezcla intermedia.

Reacción endotermica	∆H > 0	La K aumenta y se desplaza hacia la derecha
Reacción exotermica	∆ H < 0	La K disminuye y se desplaza hacia la izquierda

Problema 3

Se realizaron varias pruebas para una reacción  N₂O₄↔2NO₂ con distintas cantidades a 134 °C. Una vez alcanzando el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron:

Muestra	1	2	3
[N2O4]/moles	0.29	0.05	-
[NO2]/moles	0.74	-	0.3

Para este problema nos podemos ayudar con la Kc que es la constante de equilibrio en funcion de las concentraciones molares.

Kc se determina con el producto de las concentraciones molares elevadas a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos.

Por lo tanto substituiremos los valores y despejaremos para las concentraciones correspondientes para completar los datos de la tabla.

Problema 4

A 327ºC la Kc = 77 M^-2   para el proceso: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ ,hallar la Kp a esa misma temperatura, para: 4NH₃ ↔ 2N₂ + 6H_{2Sea Kc1 la correspondiente al primer proceso y Kc2 al segundo proceso sus expresiones de equilibrio son:
Por lo tanto:} 

Problema 5

El carbonato amónico se descompone térmicamente a 500°C según la reacción de equilibrio:

(NH₄)2CO₃ ↔ 2NH₃(g) + CO₂(g) + H₂O(g)

Encontremos la  Kp, a esa temperatura, si la presión total en el equilibrio es de 2,8 atm

El sistema esta en un equilibrio heterogéneo, por lo tanto no podemos apoyar con la constante de equilibrio en función de la presión, que en este caso solo dependerá de la presiones parciales de los componentes.

 Kp= P_CO2 ∙P_H20 ∙ P²_NH3

_{De la ecuación de gases ideales PV = nRT podemos deducir la pesión de un gas y el n° de moles del mismo, ya que son directamente proporcionales en las mismas condiciones por lo tanto:}

_Kp=PP(CO_{2)X PP(}H₂O)X PP(2NH₃

_{PP= Presión parcial}

Y la presión parcial es la suma de las presiones parciales de los componentes

Pt=p+p+2p=4p → 2.8=4p → p=0.7atm→ Kp= 4( 0.7⁴) = 0.96atm4 

Problema 6

Para: N₂O₄(g) ⇔ 2NO₂(g). Se ponen n moles de N₂O₄ en un reactor y se alcanza el equilibrio a 134ºC y 1 atm de presión. Hallar el grado de disociación del N₂O₄ cuando tienen un Kp de 66 atm

N₂O₄ ⇔ 2NO₂.

Una manera de resolver este problema es mediante, el balance de materia, los moles totales de la reacción serian n= n-nα+2nα = n+nα = n(1+α)

Problema 7

La Kc= 4,1·10-2 moles/l, para: PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. En un reactor se pone PCl5.. Al llegar al equilibrio hay 0,53 moles de Cl2 y 0,32 moles de PCl5. Si se reduce a la mitad el volumen ¿cuál es la composición del gas en equilibrio?

Primero necesitamos sacar el volumen del reactor:

   

Para obtener las composiciones nos podemos apoyar en el principio de Le Chatelier, una disminución del volumen a una temperatura cte, hará que el proceso evolucione aumentando el número de moles estequiométricos.

    PCl5 ↔ PCl3 + Cl2

N0) 0.32       0.53     0.53

Δn)   -x              x          x

Eq)0.32-x     0.53+x   0.53+x

Por lo tanto:

Moles de PCL5= 0.32+0.1=0.42

Moles de Cl2 =moles de PCl3 = 0.53-0.1= 0.43

Problema 8

A 500 K el PCl₅ se descompone en un 14% según la ecuación PCl₅ (g) ↔  PCl₃(g) + Cl₂(g). Si en un recipiente de 2 litros ponemos 2 moles de pentacloruro de fósforo y calentamos hasta 500ºC Hallar Kc para la reacción a esa temperatura

Para poder encontrar la constante de equilibrio a esta temperatura primero necesitamos saber el grado de descomposición, “α” este te lo dan en el problema 14% significa que:

       PCl₅ ↔  PCl₃ +   Cl₂

N0) 2                -           -

Δn)-20.14      20.14  20.14

Eq)2(1-0.14)  20.14  20.14