Primer Informe de la Práctica de Química General II. (1)

PRÁCTICA No. 1 CINETICA QUIMICA

HENR GUSTAVO CHAVES GUTIÉRREZ CÓD.: 2009283450 CRISTIAN ROJAS GARCÍA: 2010296157

PRESENTADO EN LA ASIGNATURA DE QUIMICA GENERAL II CÓD.: BFINPE01-108560 BFINPE01-108560 PROFESORA: CARMEN PINZÓN TORRES

UNIVERSIDAD SURCOLOMBIANA FACULTAD DE INGENIERÍA PROGRAMAS DE INGENIERÍA AGRÍCOLA - PETRÓLEOS NEIVA, MARZO 16 DE 2011

1. OBJETIVOS 

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Observar y analizar el efecto de la variación de la concentración de un reactante sobre la velocidad de una reacción. A partir de los datos experimentales, determinar el orden de la reacción con respecto a un reactante. reactante . Observar y analizar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de una reacción. reacción.

2. ASPECTOS TEÓRICOS 2.1. VELOCIDAD DE REACCIÓN: REACCIÓN: La velocidad de reacción es el cambio de concentración que experimenta un reactante o un producto en función del tiempo. También se puede definir como la concentración molar de reactivo que desaparece, o la concentración molar de producto de reacción que se forma, por unidad de tiempo. Ejemplo:

Los signos negativos indican que las concentraciones de A y B decrecen con el tiempo, y el signo positivo que la concentración de C aumenta con el tiempo. Los paréntesis cuadrados indican concentraciones en moles por litro. Según la definición de velocidad, indica que B desaparece 3 veces más rápido que A y C aparece 2 veces más rápido que la velocidad con la que A desaparece. Así, la velocidad de reacción es directamente proporcional a las concentraciones de los reaccionantes. A la expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de los reactivos se le denomina Ecuación de Velocidad y es: ,

    [ ] [ ]

En donde: X se llama orden de la reacción para el reactivo M. (No implica ser igual a M). Y se llama orden de la reacción para el reactivo N. (No implica ser igual a N). X + Y es el orden total de la reacción. (X y Y se determinan experimentalmente) K es la constante de velocidad para esa reacción a una determinada temperatura; se determina experimentalmente. 2.2.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCION:

La velocidad de una reacción depende de varios factores, como la concentración de los reactantes, y a veces, de los productos, la temperatura y catalizadores. Por lo general la medición de la velocidad se efectúa a ciertas condiciones experimentales específicas, de tal manera que todos los

factores que afectan la velocidad permanezcan constantes, excepto uno. Este estudio se realiza en forma sistemática, hasta que se identifique, lo mejor posible, el comportamiento cinético de la reacción. 

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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 incremento del número de choques y, por lo tanto, un aumento de los choques efectivos; es decir: a mayor concentración de los reactivos, mayor velocidad de reacción. Temperatura: La velocidad de cualquier reacción aumenta con la temperatura. Por una parte el aumento de temperatura supone aumentar la velocidad de las moléculas, y por tanto el nº y eficacia ef icacia 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. Presencia de 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 ti pos 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. Todos los catalizadores son específicos, cada reacción tiene su propio catalizador, y bastan pequeñísimas cantidades de él para activar a grandes masas de reactivos.

3. CÁLCULOS Y RESULTADOS 3.1. TABLAS DE RESULTADOS: Tiempo (Sg) Concentración final (mL)   (M) 25 4 1 20:64 0,17 20 4 6 27:40 0,13 15 4 11 38:58 0,10 Tabla 1. Efecto de la l a concentración sobre la velocidad de reacción.    0,2M

Tubo de ensayo No. 1 No. 2 No. 3 No. 4 No. 5

HCl (mL)

  (mL)

Temperatura 

Temperatura 





90 80 70 60 50

88 75 66 52 47

Tiempo (Sg) 44:12 50:85 2:35:00 4:11:00 6:18:00

3.2. CÁLCULOS: Concentración final de Na2S2O3 para cada experimento y velocidad de la reacción. El Na2S2O3 reacciona con HCl produciendo: HCl

H+ + Cl-

Na2S2O3

2Na+1+ S2O3

3.2.1. Experimento 1: #n Na2S2O3: V.M = (0.025L) * (0,2M) = 5x10-3 moles de Na2S2O3 M1 =

      

=

       

= 0,17 M

3.2.2. Experimento 2: #n Na2S2O3 : V.M = (0.020L) * (0,2M) = 4x10-3 moles de Na2S2O3 M2 =

      

=

       

= 0,13 M

3.2.3. Experimento 3: #n Na2S2O3 : V.M = (0.015L).(0,2M) = 3x10-3 moles de Na2S2O3 M3 =

      

=

       

= 0,10 M

3.3. ANÁLISIS DE RESULTADOS: RESULTADOS: Podemos decir que en la Tabla No. 1, existe una disminución de la concentración final de Tiosulfato de sodio. A este punto el tiosulfato de d e sodio ya esta diluido con el Ácido Clorhídrico y su concentración irá disminuyendo cada vez más en cada variación. La velocidad de reacción se reduce a raíz de la variación del tiempo.

3.4. PREGUNTAS: 3.4.1. Efecto de la Concentración: i). Calcular el orden de la reacción con respecto al tiosulfato de sodio; para ello realice las diferentes graficas correspondientes a velocidades de reacción de orden cero, uno, dos o tres, y saque sus conclusiones: (Ver los anexos) ii). Escriba la reacción llevada a cabo en el laboratorio: Na2S2O3 + 2 HCl

2 NaCl + H2S2O3

3.4.2. Efecto de la Temperatura: i). Representar gráficamente los resultados colocando el tiempo como abscisa y la temperatura media como ordenada:

Temperatura Media 100 90 80 70 60 50

Temperatura Media

40 30 20 10 0 0:00:00

24:00:00

48:00:00

72:00:00

96:00:00 120:00:00 144:00:00

ii). ¿Si la concentración de KMnO 4 hubiera sido el doble, como hubiera variado el tiempo de reacción? r eacción? Explicar: Si se hubiera duplicado la concentración de KMnO 4 el tiempo disminuye ya que esta es inversamente proporcional a la variación del tiempo. iii). ¿Es ésta una reacción homogénea o heterogénea? Escribir su ecuación: Es una reacción heterogénea porque la concentración de KMnO 4 es mayor a la del Fe. 4 KMnO4 + Fe2

2 Fe (MnO4)2 + 2K2

iv). ¿Si el clavo hubiese hecho trocitos, el tiempo de reacción variaría? Explicar: Creemos que existiría más superficie de contacto entre el hierro y el permanganato de potasio, por lo tanto si variaría el tiempo de reacción siendo un poco más rápido. v). Sin variar la temperatura, ¿qué modificaciones se podrían hacer para que la velocidad de la reacción se aumente considerablemente? Explicar: Se podría aplicar un catalizador ya que este disminuiría la energía de activación de los reactivos, aumentando la velocidad de reacción. vi). ¿Provocaría alguna diferencia en los resultados el empleo de distintas clases de clavo para cada tubo? Explicar: Provocaría diferencias ya que se variaría la superficie de contacto y la concentración de cada reactivo por lo tanto se alteraría el tiempo y la velocidad reacción. Usando un clavo de acero tardaría mucho mas la velocidad de reacción que lo uno de hierro.

4. CONCLUSIONES 

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La variación de la concentración de un reactante sobre la velocidad es directamente proporcional. El efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción con respecto a la variación de temperatura, la velocidad de reacción será mucho mayor.

5. BIBLIOGRAFÍA 

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Pinzón Torres Carmen, Química General II. Prácticas de Laboratorio. Petrucci, Harwood y Herring, Química General. Octava edición. McGrawHill. 2003. Wikipedia. Cinética Química, www.wikipedia.org, La enciclopedia libre, 2010.