REACCIONES QUÍMICAS
Velocidad de reacción
Ayuda
Las reacciones químicas tienen lugar a diferentes velocidades; algunas reacciones pueden ser muy rápidas, como las explosiones, y otras muy lentas, como la oxidación del hierro.
Se define la velocidad de reacción como la relación entre la variación de la cantidad de reactivo o de producto que estemos observando y el tiempo en el que ocurre ese cambio.
La cantidad puede medirse en unidades de masa, de volumen si se trata de gases, de cantidad de sustancia o moles, o de concentración, si se trata de disoluciones.
Los factores o variables que influyen sobre la velocidad de una reacción son: . Concentración: normalmente la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la concentración de los reactivos. Para cada reacción se determina
experimentalmente la ecuación o la gráfica que relaciona velocidad y concentración.
. Temperatura: siempre la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la temperatura. Es una variación exponencial.
. Superficie de contacto: en las reacciones heterogéneas, la velocidad de reacción aumenta al aumentar el área de la superficie de contacto entre los reactivos.
. Catalizadores: son sustancias que modifican la velocidad de reacción sin consumirse. Son específicos para cada reacción. Si disminuyen la velocidad de reacción en vez de aumentarla pueden denominarse inhibidores.
)
tiempo
(
)
producto
de
o
reactivo
de
cantidad
(
v
Ayuda
choque
eficaz
no eficaz N
O
Ruptura del enlace Con la ayuda de la teoría cinético-molecular, podemos explicar el comportamiento de la velocidad de las reacciones químicas frente a los factores que la modifican.
Para ello debemos considerar que:
• Las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen los reactivos deben chocar entre sí para evolucionar hacia la formación de productos.
• Como consecuencia de estos choques se debilitarán o “romperán” las fuerzas o enlaces que hay entre las partículas de los reactivos y posteriormente se formarán enlaces nuevos entre estas partículas que darán lugar a los productos.
• Para que esto suceda los choques deben ser eficaces, es decir, las partículas deben chocar con suficiente energía y con la orientación en el espacio adecuada; de lo contrario no se formarán los productos, es decir, no sucederá la reacción.
Ayuda
A la luz de la teoría cinético-molecular podemos explicar razonadamente el efecto de cada factor que influye en la velocidad de reacción. Para ello debemos pensar en la eficacia de los choques, ya que cuanto mayor sea esta eficacia, con mayor rapidez se evolucionará desde los reactivos hacia los productos de la reacción
En general:
Si aumenta el número de choques entre partículas en la unidad de tiempo (frecuencia del choque), aumentará el número de los que sean eficaces, y, por tanto, la
velocidad de reacción. Esto ocurrirá al aumentar el grado de división de un reactivo sólido o al aumentar la concentración de un reactivo disuelto.
Si aumenta la energía cinética de las partículas de los reactivos, aumentará la proporción de éstas que choquen eficazmente y con ello aumentará la velocidad de reacción. La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura. La energía mínima que deben tener las partículas de los reactivos para chocar eficazmente se denomina energía de
activación y tiene un valor diferente para cada reacción.
Muy rápida (segundos)
Clasifica las siguientes reacciones que suceden a temperatura ambiente como: muy
rápidas (tiempo de reacción del orden de un minuto o menos), muy lentas (tiempo de
reacción del orden de días o más) y de velocidad moderada (tiempo de reacción del orden
de horas o menos).
1
REACCIÓN VELOCIDAD
Reacción entre el ácido clorhídrico y el cinc:
HCl(g) + Zn(s) H2(g) + ZnCl2(ac)
Limpieza con detergente de una mancha de chocolate de una camisa.
Formación de agua partir de hidrógeno y oxígeno (recuerda que es a
temperatura ambiente): H2(g)+ O2(g) H2O(l)
Desaparición en la atmósfera de los compuestos clorofluorcarbonados (CFC) que destruyen el ozono.
Reacción del sodio con el agua:
Na(s) + H2O(l) H2(g) + NaOH(ac)
Digestión del desayuno.
De velocidad moderada (minutos)
De velocidad moderada (horas) Muy lenta (no se aprecia si no elevamos
la temperatura y la iniciamos)
Muy lenta (años)
Tiempo (min)
Masa del gas desprendido (g)
Masa del gas desprendido en cada
minuto (g/min)
0 0
1 1,50 1,50
2 2,50 1,00
3 3,05 0,55
4 3,40 0,35
5 3,59 0,19
6 3,67 0,08
7 3,70 0,03
8 3,70 0,00
Se hizo reaccionar ácido clorhídrico con carbonato de calcio, según la reacción:
CaCO
3(s) + 2 HCl(ac)
CO
2(g) + CaCl
2(ac) + H
2O(l)
Se midió la masa de dióxido de carbono que se iba desprendiendo.
El tratamiento de los datos quedó reflejado en la tabla y gráfica adjuntas. Analizando
ambas, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla.
2
¿La reacción sucede a la misma velocidad todo el
tiempo? Calcula la velocidad media en el primer minuto y en el sexto minuto.
¿Por qué la curva se hace horizontal al final de la reacción?
Al ser horizontal, su pendiente es cero, lo que significa que la velocidad de reacción también es cero, la reacción ha terminado porque se han consumido los reactivos.
0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Tiempo (min) M a s a d e l g a s d e s p re n d id o ( g
) La velocidad media va disminuyendo conforme avanza la reacción. Ello se ve también en la pendiente de la curva, que es máxima al inicio y va disminuyendo.
) tiempo ( ) CO de masa ( v 2 m min g 50 , 1 0 1 0 50 , 1 ) uto min 1 ( v er
m
min g 08 , 0 5 6 59 , 3 67 , 3 ) uto min º 6 (
vm
Podemos conocer la velocidad de reacción del magnesio con el ácido clorhídrico, según
la reacción: HCl(ac) + Mg(s)
H
2(g) + MgCl
2(ac), midiendo el volumen de hidrógeno
desprendido en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura. Observa la
gráfica adjunta que se ha obtenido representando datos reales para esta reacción y
contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla.
3
Calcula la velocidad de reacción media en el primer minuto y en el quinto minuto y compáralas.
Calcula la velocidad instantánea de la reacción en los instantes 1 y 5 min sabiendo que su valor coincide con el de la pendiente de la tangente a la curva. Compáralas.
Las velocidades de reacción medias e instantáneas han disminuido al irse consumiendo los reactivos.
0 10 20 30 40 50 60
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Tiempo (min) V o lu m e n d e h id ró g e n o ( c m ³) ) tiempo ( ) H de volumen ( v 2 m min cm 15 0 1 0 15 ) uto min 1 ( v 3 er
m
min cm 4 4 5 37 41 ) uto min º 5 (
vm 3
min cm 12 5 , 2 30 2 , 0 7 , 2 5 35 t V v 3 min) 1 ( min cm 68 , 3 75 , 4 5 , 17 25 , 3 8 35 5 , 52 t V
Se ha medido el volumen de hidrógeno desprendido, en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura, en la reacción: 2 HCl(ac) + Mg(s) H2(g) + MgCl2(ac). Observa las gráficas adjuntas que se han obtenido representando datos reales para esta reacción, que se ha llevado a cabo con la misma cantidad de magnesio y con concentraciones del ácido clorhídrico diferentes. Contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla.
Observando el aspecto de las curvas, describe la influencia de haber aumentado la concentración de uno de los reactivos.
Calcula la velocidad instantánea de ambas reacciones en el instante 1 min y
compáralas.
Como puede apreciarse, la curva rosa tiene una pendiente inicial mucho mayor que la curva azul, es decir, la velocidad de reacción es mayor al estar más
concentrado uno de los reactivos.
Consecuentemente, se consumirán antes los reactivos y se detendrá antes la
reacción (tramo horizontal de la curva).
Estos valores confirman la influencia de la concentración del reactivo en la velocidad.
4
0 10 20 30 40 50 600 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Tiempo (min) V o lu m e n d e h id ró g e n o ( c m ³)
c(HCl) = 1 mol/dm³ c(HCl) = 2 mol/dm³
En el ejercicio anterior vimos que, para el caso de la menor concentración,
min cm 12 5 , 2 30 2 , 0 7 , 2 5 35 t V v 3 min) 1 (
En el caso de la mayor concentración (curva rosa), la pendiente de la tangente a la curva es:
Una estudiante lleva a cabo un experimento para medir la velocidad de la reacción entre
el carbonato de cobre (II) (trocitos de malaquita) y el ácido clorhídrico. Los resultados que
obtiene se muestran en la tabla adjunta. A partir de ella, contesta a las preguntas que
vayan apareciendo en la pantalla.
Escribe la ecuación química igualada de la reacción.
Representa gráficamente los resultados del experimento.
Sitúa la masa de CO2 en el eje vertical y el tiempo en el
horizontal.
¿Cómo varía la velocidad de reacción con el tiempo? ¿Por qué?
¿Cuánto tiempo ha durado la reacción? Calcula la
velocidad media total en g CO2/min y en mol CO2/min.
La curva tiene una pendiente inicial mucho mayor que al final, la velocidad de reacción disminuye al hacerlo la superficie de los trocitos de malaquita y la cantidad de HCl presente .
CuCO3(s) + 2 HCl(ac) CO2(g) + CuCl2(ac) ) + H2O(l)
5
0,0 1,0 2,0 3,0 4,0
0 2 4 6 8 10 12 14 16
Tiempo (min)
M
a
s
a
d
e
C
O
2
d
e
s
p
re
n
d
id
a
(
g
)
Tiempo (min)
Masa de CO2 desprendida (g)
0 0,0
2 1,5
4 2,5
6 3,1
8 3,4
10 3,6
12 3,7
14 3,7
El tiempo total es de 12 min.
min mol 10 . 05 , 7 g 44
mol 1 min
g 31 , 0 12
7 , 3 ) tiempo (
) CO masa (
v 2 3
m
Continuando con el experimento descrito en el ejercicio anterior, resuelve las siguientes cuestiones: (a) A partir de la ecuación química igualada, calcula la cantidad de CuCO3 que ha reaccionado y la velocidad media de la reacción en mol CuCO3 /min.
(b) En el gráfico siguiente se ha representado, en función del tiempo, la masa de CO2 desprendido en otros dos casos: si la reacción se hace en caliente (45 ºC) y si la malaquita está pulverizada y se mantiene a 45 ºC. Justifica por qué las nuevas gráficas tienen la forma mostrada.
CuCO3(s) + 2 HCl(ac) CO2(g) + CuCl2(ac) + H2O(l)
El cociente estequiométrico entre el CuCO3 y el CO2 es 1, por lo tanto desaparecerá la misma cantidad de sustancia de uno que de otro. La velocidad media será,
entonces, 7,05.10-3 mol de CuCO 3/min.
Escribe la ecuación química asociada al
experimento descrito y contesta al apartado (a).
6
Como puede observarse en los gráficos, la elevación de la temperatura aumentará la velocidad de reacción e igualmente lo hará el grado de división del reactivo sólido.
Se alcanzará antes el final de la reacción, es decir el tramo horizontal de la curva.
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
0
2
4
6
8
10
12 14
16
Tiempo (min)
M
as
a
d
e
C
O
2
d
e
s
p
re
n
d
id
a
(g
)
Temperatura baja Temperatura alta
Temperatura alta y mayor grado de división
El agua oxigenada es el nombre común de la disolución de peróxido de hidrógeno: H2O2. Este compuesto se descompone lentamente según la reacción: 2 H2O2(ac) 2 H2O(l) + O2(g).
El gráfico muestra los resultados de la reacción expresados como volumen de oxígeno desprendido por min. Las reacciones se han realizado en las mismas condiciones de concentración y de temperatura, pero en una de ellas se ha añadido a la disolución una pequeña cantidad de MnO2 (s). Contesta a las
cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
7
Calcula la velocidad de reacción media en los cinco primeros minutos de ambas reacciones y compáralas.
Describe cómo queda reflejado en las gráficas el transcurso de cada reacción y la causa de diferencias tan acusadas.
La curva azul tiene una pendiente inicial pequeña que luego disminuye y, en el tiempo de observación, sólo llega a desprenderse un poco más de 2 cm3 de oxígeno. Con dióxido de manganeso (MnO
2) la
velocidad aumenta muchísimo y llega a desprenderse en el mismo tiempo 4,3 cm3 de oxígeno.
El MnO2 es un catalizador de esta reacción.
0 1 2 3 4 5
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 Tiempo (min) V o lu m e n d e o x íg e n o ( c m ³)
Sin dióxido de manganeso Con dióxido de manganeso
) tiempo ( ) O de volumen ( v 2 m min cm 7 , 0 0 5 0 5 , 3 ) gráfica ª 2 (
vm 3
min cm 2 , 0 0 5 0 1 ) gráfica ª 1 ( v 3
m
Es mucho mayor
la velocidad de reacción con
