PRACTICA N° 4: VELOCIDAD DE
PRACTICA N° 4: VELOCIDAD DE REACCIÓN
REACCIÓN
I.
I.
OBJETIVOS
OBJETIVOS
Verificar para una reacción dada, los distintos factores que afectan la Verificar para una reacción dada, los distintos factores que afectan la velocidad de descomposición de los reactantes.
velocidad de descomposición de los reactantes.
II.
II.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Velocidad de reacción
Velocidad de reacción
La
La
velocidad de reacción
velocidad de reacción
se define como la cantidad de sustancia que se se define como la cantidad de sustancia que se transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. Por ejemplo, laPor ejemplo, la oxidación oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es unadel hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar muchos años, pero la combustión del butano reacción lenta que puede tardar muchos años, pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundos
en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundos
Corrosión del hierro - una
Corrosión del hierro - una reacción reacción químicaquímica con una velocidad decon una velocidad de reacción lenta.
Madera ardiendo - una reacción química con una velocidad de reacción rápida.
Factores que afectan a la velocidad de una reacción química
Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia
naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.
Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la
concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los
reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.
Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy
significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.
Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración
(o presión) a la velocidad de reacción.
Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una
temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura
aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. Como una regla de cajón, las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ° C en la temperatura,2 aunque el efecto de la temperatura puede ser mucho mayor o mucho menor que esto. Por ejemplo, el carbón arde en un lugar en presencia de oxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente. La reacción es espontánea a temperaturas altas y bajas, pero a temperatura ambiente la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por una cerilla, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, butano, hidrógeno, etc.
La velocidad de reacción puede ser independiente de la temperatura (no- Arrhenius) o disminuir con el aumento de la temperatura (anti-Arrhenius). Las reacciones sin una barrera de activación (por ejemplo, algunas reacciones de radicales) tienden a tener una dependencia de la temperatura de tipo anti Arrhenius: la constante de velocidad disminuye al aumentar la temperatura.
Solvente: Muchas reacciones tienen lugar en solución, y las propiedades
del solvente afectan la velocidad de reacción. La fuerza iónica también tiene efecto en la velocidad de reacción.
Radiación electromagnética e intensidad de luz : La radiación
la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontánea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Esta energía es almacenada, en una forma u otra, en las partículas reactantes (puede romper enlaces, promover moléculas a estados excitados electrónicos o vibracionales, etc), creando especies intermediarias que reaccionan fácilmente.
Un catalizador : La presencia de un catalizador incrementa la velocidad
de reacción (tanto de las reacciones directa e inversa) al proveer de una trayectoria alternativa con una menor energía de activación. Por ejemplo, el platino cataliza la combustión del hidrógeno con el oxígeno a temperatura ambiente.
Isótopos: El efecto isotópico cinético consiste en una velocidad de
reacción diferente para la misma molécula si tiene isótopos diferentes, generalmente isótopos de hidrógeno, debido a la diferencia de masa entre el hidrógeno y el deuterio.
Superficie de contacto: En reacciones en superficies, que se dan por
ejemplo durante catálisis heterogénea, la velocidad de reacción aumenta cuando el área de la superficie de contacto aumenta. Esto es debido al hecho de que más partículas del sólido están expuestas y pueden ser alcanzadas por moléculas reactantes.
Mezclado: El mezclado puede tener un efecto fuerte en la velocidad de
¿Qué es un catalizador?
Los catalizadores
son sustancias que se pueden agregar a una reacción para aumentar la velocidad de reacción sin que se consuman en el proceso. Generalmente funcionan:1.
Reduciendo la energía del estado de transición, así disminuyendo la energía de activación.2.
Cambiando el mecanismo de la reacción. Esto también cambia la naturaleza (y la energía) del estado de transición.III.
EQUIPOS, MATERIALES, REACTIVOS
a. Equipos y Materiales
Cocina eléctrica
Equipo para producción de gases con desplazamiento de agua Probeta de 50ml y pipeta 5 ó 10 ml
4 matraces Erlenmeyer de 250 mL o vasos de precipitación Varilla de agitación Frasco lavador
b. Reactivos
-KMnO4 0.05M -KCLO3 -H2SO4 3.0 M (20%) -MnO2 -Na2C2O4 -FeSO4 -MnSO4 (catalizador) -H2O destiladaIV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
a. Experimento N°1 :Efecto de la naturaleza de los reactantes
Procedimiento:
1colocar en 2 vasos de precipitación (rotulados) 10ml de KMnO4 y 10
ml de H2SO4 , mezclar
Agregar rápidamente al primer vaso: 20 ml de Na2C2O4 0.4 N y al
segundo vaso 20 ml de FeSO4 0.4 N
Agitar y medir el tiempo que demoran en decorarse las soluciones
Observaciones:
Esquemas
Vasos
KMnO4 :
mL
H2SO4
mL
Na2C2O4
mL
FeSO4
mL
Tiempo
(s)
1 10 10 20 --- 5.4 2 10 10 --- 20 10Las reacciones observadas son las siguientes:
Reacción N°01
:
2 KMnO-4+ 5 C2O2-4 + 16 H+ 2 Mn2+ + 10 CO2↑ + H2O
Reacción N°02
1.
Comparando los productos para ambas reacciones averigüe ¿Por qué la primera reacción es más lenta que la segunda? La primera reacción es más lenta debido a que no se le agrego un
catalizador la cual sirve para aumentar la velocidad de reacción sin que se consuman en el proceso
2.
¿Influye o no? En la velocidad de reacción de un metal solido que este se encuentre pulverizado ¿Por qué? Si influye, porque la reducción a partículas de menor tamaño,
aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas
2.2.Experimento N°2 Efecto de la Concentración
Procedimiento:
– Colocar en 4 vasos de precipitación rotulados ,20 ml de KMnO4 y 10ml H2SO4 y
-ordenarlos de tal forma que se les añada primero el H2O y luego rápidamente el Na2C2O4 en las cantidades indicadas en el siguiente cuadro Vasos KMnO4 mL H2SO4 mL H2O mL Na2C2O4 mL Tiempo (s) Color 1 20 10 0 20 5,17 Incoloro 2 20 10 5 15 4,18 Incoloro 3 20 10 10 10 1,55 Incoloro 4 20 10 15 5 0,28 incoloro
-
El oxalato
se debe agregar rápidamente, agitar permanentemente y controlar el tiempo hasta que la solución se decoloreObservaciones
Esquema
1.
¿Qué se observa? Al momento del contacto de la solución con el Na2C2O4 se tornó
un color turbio, pero tras agitar las nuevas soluciones y un tiempo prudente el resultado fue en tono incoloro.
2.
Analice los reactantes e indique de que depende la velocidad de reacción La velocidad de reacción será proporcional a la concentración de
cada uno de los reactivos. Para nuestro experimento en l os 4 tubos de ensayo se empleó la misma cantidad de KMnO4 y H2SO4, mientras que el H2O vario en cantidad despreciable. Mientras que la cantidad de Na2C2O4 si vario considerablemente en las 4 diferentes solucione, siendo este reactivo de quien dependió la velocidad de reacción. }
3.
Explique ¿Cómo actúa el KMnO4en estos experimentos? En estos experimentos el permanganato de potasio actúa como
3.3 Experimento N
0.3: Efecto de la temperatura
Procedimiento:
-Preparar 3 vasos de precipitación con las cantidades de reactivos
que contiene el vaso N02 del experimento anterior
-Calentar al baño María a distintas temperaturas -Colocar los datos obtenidos en el siguiente cuadro
Vaso Temperatura(ºC) Tiempo (s) Observaciones
1 30 2.10 Incoloro 2 45 0.57 Incoloro 3 60 1.26 Incoloro Observaciones Esquema
1.
Que se observa? Las reacciones de oxidación se ven aceleradas por acción del
incremento de la temperatura a la que fueron sometidas.
2.
Como se explica el resultado? El incremento de temperatura aplicada a una reacción ocasiona que
la velocidad se vea incrementada en las moléculas de los agentes que intervienen .
3.
Los gases reaccionan más al elevar su temperatura?, fundamenta su respuesta Reaccionan más rapido dado que al aumentar la Temperatura
aumenta la velocidad de las moleculas de dichos gases ocasionando asi que sea más veloz. Se puede explicar a través de la energía de gibs , dado que al aumentar la Temperatura la energía saldra '' - '' y alta siendo asi expontanea y veloz lo cual es favorable para la reacción
4.4 Experimento Nº.4: Efecto de catalizador
Procedimiento A:
-Colocar en 2 vasos de precipitación rotulados 4 mL de KMnO4y
4 mL de H2SO4
-Luego al primer vaso agregar 4 mL de MnSO4(catalizador) agitar,
y después añadir 4 mL de oxalato, agitar permanentemente y controlar el tiempo hasta que la solución se decolore
Vasos Catalizador (mL) Oxalato (mL) Tiempo(s) 1 …….. 2 1.37 2 1 2 0.59 Observaciones Esquemas Procedimiento B
Armar el equipo generador de gases con desplazamiento de a gua
Colocar aproximadamente 1/4 o 0.5g de KClO3 calentar suavemente en
el mechero bunsen, anotar el tiempo requerido para colectar 10 mL de O2 Desconectar el tubo de liberación de gas del tubo de ensayo (tapón) y dejar
enfriar el clorato, luego añadir una pizca de MnO2 y repetir el
procedimiento anterior
Catalizador Tiempo de inicio Tiempo final Cantidad de O2
(mL) …….. 0 1.40 10 MnO 0 0.40 10 Observaciones Esquema 1. ¿Qué se observa?
Se observó cómo se pudo obtener oxígeno puro, calentando KMnO4, y la
reacción fue más rápida cuando se adiciono el catalizador.
Δ
EXP. N° 1:
1er vaso:
2Mn0
‒ + 5
2
2‒ 16
+ 2Mn + 10
2O ↑ + 8
2
2do vaso:
2 KMn
+ 10 FeS
+ 8
2
2Mn
+
2
+ 5
2(
)
3 + 8
2
EXP. N° 4:
Nota:
KMn
+
2
+
2
3 Mn
+
2
+
2
El catalizador (Mn
) Se prepara según la reacción anterior.DESCOMPOSICION TERMINCA DEL KCL
Sin catalizador: KCL
3 KCl +
2 ↑Con catalizador: KCL
3 + Mn
2 KCl +
2 ↑Procedimiento B`: Descomposición térmica del clorato de potasio: KCL
‒ Arma el equipo generador de gases con desplazamiento de agua.
‒ Colocar aprox.
1
⁄
4
o 0,5 g de KCL
3 calentar en cocina eléctrica, anotar el tiempo inicia y final de la reacción y la cantidad de
2 que se obtiene. Con y Sin catalizador.V.
CONCLUSIONES:
Se comprobó que existen diversos factores que influyen en la dinámica de
una reacción química. Como es el caso de la concentración, la utilización de un catalizador, y la temperatura.
Se concluyó que la velocidad de la reacción aumenta en presencia de
un catalizador positivo (MnO2) (el MnO2 no resulta alterado ni participa de la reacción) que actúa rebajando la energía de activación, es decir baja la energía mínima requerida para realizar la reacción química, por ende ocurre esta mucho mas rápido.
Se comprobó que la velocidad de reacción aumenta con
la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.
Se verificó que con el aumento de la concentración se consigue
incrementar la velocidad de la reacción, ya que al aumentar el número aumenta la velocidad de las colisiones moleculares. Si la concentración disminuye la VRx también.
VI.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.
https://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n#Definici.C
3.B3n_formal_de_velocidad_de_reacci.C3.B3n
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema6/punto6.htm
