TP4 QUIMICA 2017

T. P. N.º 4: REACCIONES QUÍMICAS

INFORME PRESENTADO POR: JIMENEZ FERNANDO, GODOY NICOLAS. FECHA DE REALIZACIÓN: 31/10/2017

FECHA DE ENTREGA: 3/11/2017

En el siguiente trabajo examinaremos las distintas reacciones químicas el cual consisten en analizar e interpretar los cambios fisicoquímicos en la forma de una reacción de precipitación, redox o ácido-base, reconocer las características ácidas o básicas de soluciones empleando sustancias indicadoras, reacciones no instantáneas, instantáneas, velocidades de reacción química.

Parte A) Objetivo: Debemos verificar si en las siguientes reacciones químicas hay apariciones de una fase solida a partir de una solución (Reacciones de precipitación).

En principio, comenzamos rotulando cinco tubos de hemólisis, en cada uno le colocamos aproximadamente 2ml de las siguientes soluciones:

Tubo 1

2ml de solución  0,1

Aspecto Solución incolora

2

 0,1

Solución incolora

3

 0,1

Solución incolora

4

 4  0,1

Solución incolora

5

 0,1

Solución incolora

A continuación, le agregamos cinco gotas de distintas soluciones 0,1 M. Como se puede observar en el cuadro anterior, las soluciones presentan un aspecto incoloro. Luego, al primer tubo le agregamos 4  0,1 . Notamos que se formó una fase solida color blanca y una fase liquida incolora. Al segundo tubo le agregamos    0,1 inmediatamente obtuvimos una solución liquida de color amarillo claro. En el tercer

tubo agregamos    0,1 luego la solución liquida se tornó color blanco. Al cuarto tubo le agregamos    0,1  seguidamente observamos una fase solida de color amarillo y una fase liquida de color amarillo diluido. Al quinto, y último, tubo le agregamos  0,1 instantáneamente vimos que la solución se mantiene incolora. En este sentido, lo dicho en este párrafo lo resumimos en un cuadro.

Tubo

1

2ml de solución  0,1

Aspecto inicial

5 gotas

Aspecto final

Solución incolora

4  0,1

Precipitado blanco y fase liquida incolora.

2

 0,1

Solución incolora

   0,1

Liquido amarillo

3

 0,1

Solución incolora

   0,1

Liquido Blanco

4

 4  0,1

Solución incolora

   0,1

Precipitados de color amarillo

5

 0,1

Solución incolora

 0,1

Liquido incoloro

A continuación, intentaremos explicar los cambios observados con reglas de solubilidad. En primer lugar, exponemos las fórmulas químicas de las 5 soluciones.

1) 2) 3) 4) 5)

ZnSO4 (ac) + 2 NaOH (ac) → Zn(OH)2 (s)+ Na2SO4 (ac) AgNO3 (ac)+ KI (ac) → AgI (s) + KNO3 (ac) NaCl (ac) + AgNO3 (ac) → NaNO3 (ac)+ AgCl(s) NaPO4 (ac) + AgNO3 (ac) → NaNO3 (ac)+ AgPO4 (s) NaCl (ac) + KI (ac) → KCl (ac) + NaI(ac)

Para estudiar la solubilidad de las soluciones utilizamos las reglas de solubilidad. Observemos los productos de las ecuaciones químicas. Zn(OH)2 es insoluble por ser un hidróxido y un compuesto que no contiene iones de metales alcalinos y catión Bario y Na 2SO4 es soluble puesto que es un sulfato y además está compuesto por un catión que no pertenece a las excepciones. Por lo tanto, la solución del tubo 1 forma un sólido insoluble de color blanco. AgI es un halogenuro que está compuesto por Ag + por lo tanto es un compuesto insoluble y KNO3 es un nitrato y siempre son solubles. En definitiva, la solución del tubo 2 forma precipitados.

NaNO3 es un nitrato, los nitratos siempre son solubles. En cambio, AgCl es un halogenuro, en general son solubles, pero como está formado por catión Ag+ (una de las excepciones de las reglas de solubilidad) entonces es un compuesto insoluble. NaNO3 es un nitrato y como antes dijimos los nitratos son solubles. En cambio, AgPO 4 es un compuesto insoluble pues, es un sulfato. En general, los sulfatos son insolubles excepto si el compuesto está formado por iones de algún metal alcalino o ion amonio. KCl es un halogenuro, que está compuesto por un catión distinto a los de las excepciones. Entonces, es soluble. También, NaI es un halogenuro compuesto por un catión distinto de las excepciones. En consecuencia, la solución 5 no forma precipitados.

Ecuaciones iónicas de las soluciones 1),2),3),4) y 5), iones espectadores y reacción neta: 1) Na+(ac) +0H-(ac) + Zn2+(ac) +SO42-(ac) →ZnOH(S)+ Na+(ac) + SO42-(ac) (ecuación iónica) Iones espectadores: Na +, SO42Compuesto sólido insoluble: ZnOH Reacción neta de precipitación: Zn 2+(ac) + 0H-(ac) → ZnOH(S) 2) K+(ac) +I-(ac) +Ag+(ac) +NO3-(ac) →AgI(S)+ K+(ac) + NO3-(ac) (ecuación iónica) Iones espectadores: K +, NO3Compuesto sólido insoluble: AgI Reacción neta de precipitación: Ag +(ac)+ I-(ac) → AgI(S) 3) Na+(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3- (ac) → Na+(ac) + NO3- (ac)+ AgCl(s) (ecuación iónica) Iones espectadores: Na +, NO3Compuesto sólido insoluble: AgCl Reacción neta de precipitación: Ag +(ac)+ Cl-(ac) → AgCl(s) 4) Na+(ac) + PO4- (ac) + Ag+(ac) + NO3- (ac) → Na+(ac) + NO3- (ac)+ AgPO4 (s) (ecuación iónica) Iones espectadores: Na +, NO3Compuesto sólido insoluble: AgPO 4 Reacción neta de precipitación: Ag +(ac) + PO4-(ac) → AgI(S) 5) No hay reacción de precipitados.

Parte B reacciones ácido-base: Objetivo: Observar la coloración de los papeles tornasol después de humedecerlos con las soluciones HCl 0.01M, NaOH 0.01M y agua de canilla. Observar el color que adquieren los tubos A, B y C que contienen HCl 0.01M, NaOH 0.01M y agua de canilla respectivamente, luego de verterles una gota de indicador universal. Análogamente, vertemos una gota de indicador en un tubo M con 2.00ml de HCl para ver qué color toma la solución. Por último, agregamos al tubo M 1ml de NaOH 0.01M observamos la coloración, luego volvemos a realizar lo dicho antes nuevamente, observamos la coloración y así sucesivamente hasta agregar un total de 3ml de hidróxido de sodio.

Por un lado, tomamos 3 tubos que llamamos A, B y C, en cada uno de ellos le agregamos 2ml de solución HCl, NaOH (ambas 0.01M) y agua de canilla respectivamente. Luego, humedecimos un papel tornasol color azul y otro rojo con cada solución, con el objeto de observar la coloración que toman los papeles. Podemos decir que al humedecer el papel tornasol rojo y azul respectivamente, con la solución HCl 0.01 M, estas quedan de color rojo, esto implica que la solución es un ácido. Por otro lado, sostenemos que al humedecer la cinta de papel tornasol azul y rojo con la solución NaOH 0,01 M, estas quedan de color azul, en consecuencia, la solución es básica. Por último, afirmamos que realizando el mismo procedimiento que el anterior, pero utilizando H2O, la cinta papel azul queda de color azul y la cinta de papel rojo, queda rojo. O sea, esto pasa debido a que la solución es neutra. Después, agregamos una gota de indicador universal en los testigos A, B y C. Observamos que las soluciones cambiaron su coloración. Todas las observaciones realizadas en cada ensayo se pueden apreciar más claramente en la siguiente tabla. Tubo

Solución

Color del papel tornasol azul

A

HCl 0,01 M

Rojo

Rojo

Rojo

Acido

B

NaOH 0,01 Azul M

Azul

Azul

Base

C

H2O

Rojo

Verde

Neutro

Azul

Color del papel tornasol rojo

Color del indicador

Carácter acido base de la solución

Ecuaciones químicas balanceadas de las soluciones vertidas en A, B y C. A: HCl(ac) B: NaOH(ac) básica.

H+(ac)+Cl-(ac), por Arrhenius acá se libera protón por eso la solución es ácida. OH-(ac)+Na+(ac), por Arrhenius acá se libera oxhidrilo por eso la solución es

C: H2O(l) en este caso, podemos decir que no hay reaccion acido-base, esto es debido a que el agua es un solvente neutro. Por otro lado, rotulamos un tubo con la letra M, alli colocamos 2ml de solucion HCl 0.01M y una gota de indicador universal. Inmediatamente observamos que la solucion (HCl+indicador universal) se torno de un color rojo fuerte. Recordemos que, Tubo A=HCl +indicador universal color rojo

Tubo B=NaOH +indicador universal  color azul Tubo C=agua destilada +indicador universal color verde. Después, con ayuda de una bureta añadimos al tubo M 1ml de hidróxido de sodio 0.01M. Observamos que la solución nueva paso de un rojo fuerte a un rojo mas claro. Luego, como el tubo “M” contiene HCl 0,01M y una gota del indicador universal. Además, persiste el color rojo en la solución. Entonces esta solución, sigue siendo ácida porque la solución del tubo “M” químicamente es parecida a la del tubo A. En este sentido, agregamos al tubo “M” un ml más de NaOH 0.01M. Observamos que el color de la solución paso de un color rojo a un color verde. Si comparamos el tubo M en ese instante con el tubo C podemos afirmar que la solución se neutralizo ya que tomo el color verde de la solución H 2O+indicador universal. Por último, repetimos nuevamente el agregado de 1,0ml de la solución NaOH 0,01M al contenido del mismo tubo “M”, de esta manera agregamos un total de 3,0ml , agitamos y observamos el color azul de la solución, lo cual significa que el tubo M contiene una solución que es una base. En resumen, el análisis anterior se lo puede observar claramente en el siguiente cuadro. V NaOH, ml

Color

Características acido-base de la solución

0

Rojo

ácido

1,0

Rojo

ácido

2,0

Verde

Neutro

3,0

Azul

Básico

A continuación, queremos responder las siguientes preguntas a partir de los datos iniciales en la experimentación. ¿Cuántos moles de HCl contenía inicialmente el tubo M? ¿Cuántos moles de NaOH se agregaron con el primer ml de solución 0,01M? ¿Qué reacción ocurre dentro del tubo M? Escriba la ecuación balanceada. ¿Cuál es la concentración de cada una de las especies una vez realizada la mezcla de 2,0 ml de HCl 0,01M con 2,0 ml de NaOH 0,01M? Según sus cálculos, ¿la solución será ácida, básica o neutra? ¿Cuál es el reactivo que se encuentra en exceso y cuál es el que se encuentra en defecto luego de cada uno de los agregados de NaOH 0,01M? Compare con los resultados informados en la tabla.

¿Cuál es el reactivo que se encuentra en exceso y cuál es el que se encuentra en defecto luego de cada uno de los agregados de NaOH 0,01M? Compare con los resultados informados en la tabla.

En primer lugar, queremos saber cuántos moles tenía el tubo “M” inicialmente, esto lo podemos

averiguar mediante las siguientes operaciones, donde tenemos los siguientes datos, entonces: 2,0 ml HCl 0,01M y 1,2,3 ml respectivamente de NaOH agregados. Esto quiere decir que tenemos por cada 0,01moles HCl

1000 ml

2*10-5moles HCl=x

2,0ml

Entonces podemos afirmar que el tubo “M” obtenía 2*10 -5 moles de HCl, ahora queremos

averiguar cuánto moles de NaOH se agregaron con el primer ml de solución 0,01M. Como agregamos 1,0 ml de NaOH 0,01M esto significa que: 0,01 moles NaOH 1*10-5moles NaOH=X

1000 ml solución 1,0 ml solución

Luego tenemos que, se agregaron 1*10 -5moles de NaOH con el primer ml de solución 0,01M y como los moles de la base son menores que los moles del ácido, entonces hay más cantidad de ácido, ya que, la solución sigue el mismo carácter, es decir, sigue siendo de color rojo. Además, esto no cambia de color porque los 1*10 -5moles de NaOH es el reactivo limitante y los 2*10-5moles HCl es el reactivo que está en exceso, es decir hay menor cantidad de NaOH y mayor cantidad de HCl (en moles) y también significa que el ácido no reacciona. En segundo lugar, necesitamos saber cuál es la reacción que ocurre dentro del tubo “M”, para esto escribiremos la ecuación balanceada, que es la siguiente, entonces tenemos: HCl(ac)+ NaOH(ac) NaCl(ac)+H20(l) (Ecuacion molecular). HCl (ac)  H+(ac) + Cl- (ac) (1) NaOH (ac) Na+(ac) +OH-(ac) (2) (1) y (2) son las ecuaciones iónicas. Ocurre una reacción de neutralización ya que se da entre un ácido (HCl) y una base (NaOH). Además, se puede ver que los productos son una sal y agua. Luego esta es la reacción que o curre dentro del tubo “M”. En tercer lugar, hallaremos la concentración de cada una de las especies una vez realizada la mezcla de 2,0ml de HCl 0,01M con 2,0ml de NaOH 0,01M, para esto será necesario hacer el siguiente cálculo, entonces:

Entonces, si en 2,0 ml de HCl tenemos 2*10 -5moles de HCl y en 2,0ml de NaOH tenemos 2*10 5 moles de NaOH. Concluimos que la solución es neutra (por cantidades estequiométrica), ya que no hay reactivo en exceso ni reactivo limitante, esto es debido a que las cantidades de moles que hay en cada una de las especies es la misma. Además, se forma NaCl (ac)+H2O(l)  de concentración 2*10-5M, debido a que los reactivos reaccionan completamente. Por último, hallaremos el reactivo que se encuentra en exceso y el reactivo que se encuentra en defecto después de cada uno de los agregados de NaOH 0,01M. Primero hallaremos el reactivo en exceso y en defecto para 1,0ml NaOH 0,01M agregado, entonces haremos el siguiente cálculo:

Entonces, al agregar 1,0ml de NaOH 0,01M tenemos: 1,0 ml NaOH 0,01M= 2*10-5moles HCl

1*10-5 moles NaOH.

Luego el reactivo que se encuentra en exceso es el HCl y el reactivo que se encuentra en defecto es el NaOH, entonces podemos decir que hay más HCl que NaOH, en cantidad estequiométrica. Además, se forma un producto de concentración 1*10 -5M, es decir, [H 2O(l)+NaCl(ac)]= 1*10-5M que además significa que el ácido no reacciona. Ahora al agregar 2,0 ml de NaOH 0,01M tenemos: 2,0 ml NaOH 0,01M=2*10-5moles HCl 2*10-5moles NaOH, luego podemos afirmar que no hay reactivo en exceso ni en defecto, ya que, los reactivos se neutralizan (cantidades estequiométrica), ya que forman un color verde y además se forman un producto, es decir, H2O(l)+NaCl(ac) de concentración 2*10-5 M. Además, al agregar 3,0 ml de NaOH 0,01M tenemos: 3,0 ml NaOH 0,01M=2*10-5 moles HCl 3*10 -5 moles NaOH, luego el reactivo que se encuentra en exceso es el NaOH y el reactivo que se encuentra en defecto es el HCl, y además los reactivos forman un producto, es decir, H 2O(l)+NaCl(ac) de concentración 2*10-5 M. Parte C: Reacciones Redox Tubo 1 reacción: En primer lugar, hallaremos la sustancia que se oxida y la sustancia que se reduce. Entonces, mediante el experimento realizado podemos afirmar que la sustancia que se oxida en el tubo 1 es el Zn, a su vez, sostenemos que, este es el agente reductor, y la sustancia que se reduce es el Cu 2+, a su vez, este es el agente oxidante.

Zn0(s)+CuSO4(ac)

Zn2+(ac)+Cu0(s)+

SO42-(ac)

I

IONES ESPECTADORES

Zn0(s) +Cu2+(ac)+SO42-(ac)

Zn2+(ac)+Cu0(s)+SO42-(ac) OXIDACIÓN REDUCCIÓN

Agente reductor

Agente oxidante

Aplicando el método ion electrón, tenemos: Zn0(s) a esto le sumamos:

Zn2+(ac) +2ē, esto significa que hay una Hemirreacción Oxidación, ahora

Cu2+(ac) +2ē obtenemos:

Cu0(s), esto es equivalente a una Hemirreacción de Reducción y

Zn0(S)+Cu2+(ac)

Zn2+(ac) +Cu0(s), esto es igual a una Reacción Global

Aspecto inicial del sólido: Zn0 es de color gris. Aspecto inicial de la solución: CuSO4 es de color Azul Aspecto final del sólido: Zn2+ es de color negro Aspecto final de la solución: CuSO4 azul

Tubo 2 reacción: En segundo lugar, mediante el experimento realizado podemos decir que la sustancia que se oxida es el Fe, a su vez, este es el agente reductor y la sustancia que se reduce es el Cu 2+(ac), a su vez, este es el agente oxidante.

Fe(s)+CuSO4(ac)

Cu0+Fe2+(ac)+

Fe0(s)+Cu2+(ac) SO42-

Cu0(s)+Fe2+(ac)+SO42-

SO42- (ac)

OXIDACIÓN REDUCCION

Agente reductor

Aplicando el método ion electrón tenemos:

Agente oxidante

IONES ESPECTADORES

Fe0(s)

Fe2+(ac)+2ē hay una Hemirreacción Oxidación, a esto le sumamos:

Cu2++2ē

Cu0(s) Hemirreacción de Reducción y obtenemos:

Fe0(s)+ Cu2+(ac)

Fe2+(ac) + Cu0(s), la reacción global.

Aspecto inicial del sólido: Fe0 color gris Aspecto inicial de la solución: CuSO4(ac) azul Aspecto final del sólido: Fe2+ verde Aspecto final de la solución: CuSO4(ac) -azulado

Tubo 3 reacción: En tercer lugar, afirmamos que no hay reacción alguna de las sustancias, por lo tanto, no hay oxidación ni reducción de las mismas. Cu0(s)+ CuSO4(ac)

, luego no reacciona

Cu(s)+Cu2+(ac) +SO4(ac)Aspecto inicial del sólido: Cu0 color gris Aspecto inicial de la solución: CuSO4(ac) azul Aspecto final del sólido: Cu0 gris Aspecto final de la solución: CuSO4(ac) azul Tubo 4 reacción: En cuarto lugar, mediante el experimento realizado podemos decir que la sustancia que se oxida es el Cu, a su vez, este es el agente reductor y la sustancia que se reduce es el Ag +(s), a su vez, este es el agente oxidante. Cu(s)+AgNO3

Cu2+(ac) +Ag0(s)+

Cu0(ac)+Ag+1(s)+NO=3(ac)

NO-3(ac)

IONES ESPECTADORES

Cu2+(s) +Ag0(ac)+NO-3(ac) OXIDACIÓN REDUCCIÓN

Agente reductor Cu0(ac) sumamos:

Agente oxidante Cu2+(ac)+2ē, es una Hemirreacción Oxidación, a esto le

2(Ag+1(s)+ē obtenemos:

Ag0(ac)), es una Hemirreacción de Reducción y

Cu0(ac)+2Ag+1(s)

Cu2+(s)+Ag0(ac), la reacción global.

Aspecto inicial del sólido: Cu0(ac) de color gris Aspecto inicial de la solución: AgNO3 incoloro Aspecto final del sólido: Cu2+(s) negro Aspecto final de la solución: AgNO3 incoloro Tubo 5 reacción: Por último, mediante el experimento realizado podemos decir que el agente oxidante es el KMnO4-, debido a que esto se reduce, por otra parte, sostenemos que el 5H 2O2 es el agente reductor, ya que, esto se oxida. 5H2O2(ac)+2KMnO4(ac)+3H2SO4(ac)

2MnSO4(ac+K2SO4(ac)+5O2(g)+8H2O

1 1 1 2 0 7 1 1 1 6 2 1 2 7 2 + − + + −   2  () 2  4()  3  4() 2()24() 2() () 8()

OXIDACIÓN (H2O2

O2)

REDUCCÓN Agente reductor

Agente oxidante

H2O2(ac)

5O20(g) + 2ē, es una Hemirreacción Oxidación, a esto le sumamos:

KMnO4(ac)+5ē

Mn+2ac), es una Hemirreacción de reducción, obtenemos:

H2O2(ac)+ KMnO4(ac)

5O20(g) + Mn+2ac), de esta manera se forma la reacción global.

Aspecto inicial de la solución agua oxigenada: H2O2 es incoloro Aspecto inicial de la solución de permanganato de potasio: KMnO4 violeta Aspecto final del sistema: H2O2+H2SO2+ KMnO4 es incoloro Podemos concluir que antes de mezclar el KMnO 4 era violeta y al mezclar se produce una efervescencia, debido al desprendimiento del oxígeno y de esta manera pasa a ser incoloro. Parte D: La velocidad de las reacciones: Objetivo: Estudiar las velocidades de reacción, teniendo en cuenta la molaridad y la temperatura. Básicamente queremos ver cómo es la velocidad de reacción en función de la molaridad y/o la temperatura. Para el estudio de las velocidades de Reaccion tengamos en cuenta la siguiente tabla.

Nº tubo

[KI]agregado (mM)

[FeCl3]agregado (mM)

Tiempo

2

FeCl3 8nM

KI 5nM

23

3

FeCl3 8nM

KI 10nM

9

4

FeCl3 8nM

KI 20nM

7

5

KI 10nM

FeCl3 5nM

12

6

KI 10nM

FeCl3 8nM

11

7

KI 10nM

FeCl3 5nM

5

(seg)

Con los datos de la tabla y lo visto experimentalmente, responderemos las siguientes preguntas: ¿Qué tendencia observa en el tiempo necesario para desarrollar color, a medida que aumenta la concentración de KI? ¿Qué tendencia observa en el tiempo necesario para desarrollar color, a medida que aumenta la concentración de FeCl3? ¿Cuál de las siguientes expresiones matemáticas se ajusta a sus observaciones experimentales? Explique por qué. V representa la velocidad de reacción y k, y son constantes positivas. V = k. [Fe3+] . [I-] V = k. [Fe3+] . [I-] V = k. [Fe3+] . [I-]- Compare los tiempos de reacción de los tubos V y VII. ¿Se modifica la velocidad de la reacción por acción de la temperatura? ¿En qué forma?

En primer lugar, observemos los tubos 2, 3 y 4. Notemos que en los 3 tubos [FeCl3] se mantiene constante mientras que [KI] aumenta. La tendencia que observamos en el tiempo para desarrollar color a medida que aumenta [KI] es que el tiempo(t) disminuye. Por lo tanto, a mayor concentración de [KI] la velocidad de reacción aumenta, entonces  es positivo (donde  es el orden de reacción de la concentración [KI]. En segundo lugar, observemos los tubos 5 y 6. Observamos que [KI]=cte, mientras que [FeCl 3] aumenta, nuevamente se observa en el tiempo para desarrollar color que a medida que aumenta [FeCl 3] el tiempo disminuye. En consecuencia, la velocidad de reacción aumenta. Luego,  es positivo (donde  es el orden de reacción de la concentración de [FeCl 3]). El modelo matemático que mejor se ajusta a las observaciones experimentales es V = k. [Fe3+] . [I-]

donde ,  y k son constantes positivas. Pues, antes vimos que a medida que aumentábamos las concentraciones entonces la velocidad de reacción aumentaba. ¿Porque los otros dos modelos no se ajustan?

Consideremos sin pérdida de generalidad, V = k. [Fe3+] . [I-] cómo ,  y k son constantes positivas. Sucede que cuando  toma valores muy grandes la velocidad de reacción tiende a cero. Lo cual, no es congruente con las observaciones. De igual modo, ocurre lo mismo cuando V = k. [Fe 3+] . [I-]- Por último, los tubos 5 y 7. Aunque antes no se mencionó, cabe destacar que lo tubos 2,3,4,5 y 6 estaban a temperatura T=24ºc y el tubo 7 a temperatura T=61ºc. Se observa entre los tubos 5 y 7 que a mayor temperatura el tiempo para desarrollar color disminuye. Por lo tanto, la velocidad de reacción aumenta. Esto nos indica que la velocidad de reacción depende de la temperatura. Conclusión: Para concluir entendimos que una reacción química es un proceso en el cual los reactivos se transforman en nuevas sustancias que llamamos productos. Exi sten distintos tipos de reacciones químicas como los son las reacciones: Acido-base, precipitación, oxido reducción, entre otras. Por ejemplo: una reacción de precipitación consiste en la formación de un compuesto insoluble, llamado comúnmente precipitado y tiene lugar cuando uno o más reactivos combinándose forma un sólido no soluble. Por otro lado, es interesante preguntarse, ¿Qué puede ocurrir en una reacción si hay más de uno de los reactivos que del otro? La respuesta es que puede ocurrir una reacción y esto dependerá en gran parte de la velocidad de reacción. Es decir, de las concentraciones molares de los reactivos o en el caso de los gases podría ser de las presiones parciales de cada gas. Además, cabe aclarar que no hace falta que las cantidades de reactivos sean iguales, sino que esto dependerá de las relaciones estequiométricas existentes entre los reactivos. Antes mencionamos la velocidad de reacción, gracias a este concepto físico que sirve para saber cómo la cantidad de una sustancia se transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo, podemos estudiar si una reacción será instantánea o no. Claramente, no todas las reacciones son instantáneas como, por ejemplo, la corrosión en un trozo de cobre.