Velocidad de Reacciòn
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VELOCIDAD DE REACCION...
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PRACTICA N° 4: VELOCIDAD DE REACCIÓN I.
OBJETIVOS Verificar para una reacción dada, los distintos factores que afectan la velocidad de descomposición de los reactantes.
II.
FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Velocidad de reacción La velocidad
de reacción se define como la cantidad de sustancia que se
transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. Por ejemplo, la oxidación la oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas es una reacción lenta que puede tardar muchos años, pero la combustión del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundos
Corrosión del hierro - una reacción química con 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
electromagnética es una forma de energía. Como tal, puede aumentar
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 i nversa) 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 reacción para las reacciones en fase homogénea y heterogénea.
¿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 destilada
IV.
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 : H2SO4
Na2C2O4
FeSO4
Tiempo
mL
mL
mL
mL
(s)
1
10
10
20
--------
5.4
2
10
10
--------
20
10
Las reacciones observadas son las siguientes: Reacción N°01: 2 KMnO-4 + 5 C2O2-4 + 16 H+
2 Mn2+ + 10 CO2 ↑ + H2O
Reacción N°02 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4
2 MnSO4 + K 2SO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O
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 1
KMnO4 H2SO4 mL mL 20 10
H2O Na2C2O4 Tiempo Color mL mL (s) 0 20 5,17 Incoloro
2 3 4
20 20 20
5 10 15
10 10 10
15 10 5
4,18 1,55 0,28
Incoloro Incoloro incoloro
-El oxalato se debe agregar rápidamente, agitar permanentemente y controlar el tiempo hasta que la solución se decolore
Observaciones 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 KMnO4 en estos experimentos?
En estos experimentos el permanganato de potasio actúa como agente oxidante,
3.3 Experimento N0 .3: Efecto de la temperatura Procedimiento:
-Preparar 3 vasos de precipitación con las cantidades de reactivos que contiene el vaso N0 2 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 KMnO 4 y
4 mL de H 2SO4
-Luego
al primer vaso agregar 4 mL de MnSO 4 (catalizador) agitar,
y después añadir 4 mL de oxalato, agitar permanentemente y controlar el tiempo hasta que la solución se decolore Vasos
Catalizador
Oxalato
(mL)
(mL)
Tiempo(s)
1
……..
2
1.37
2
1
2
0.59
Observaciones Esquemas Procedimiento B Descomposición Térmica del Clorato de potasio: KClO 3
Armar el equipo generador de gases con desplazamiento de a gua
Colocar aproximadamente 1/4 o 0.5g de KClO 3 calentar suavemente en el mechero bunsen, anotar el tiempo requerido para colectar 10 mL de O 2
Desconectar el tubo de liberación de gas del tubo de ensayo (tapón) y dejar enfriar el clorato, luego añadir una pizca de MnO 2 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 KMnO 4 , y la reacción fue más rápida cuando se adiciono el catalizador.
REACCCIONES DE EXPERIMENTOS.
EXP. N° 1: 1er vaso: 2Mn0‒ + 5 2 2‒ 16 +
2Mn + 10 2 O ↑ + 8
2
2do vaso: 2 KMn + 10 FeS + 8 2
2Mn + 2 + 52 ( )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 Δ
Sin catalizador:
KCL3
Con catalizador:
KCL3 + Mn2
KCl + 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⁄ o 0,5 g de KCL 3 calentar en cocina eléctrica, anotar el 4
tiempo inicia y final de la reacción y la cantidad de catalizador.
2 que se obtiene. Con y Sin
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
VII.
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema6/punto6.htm
ANEXOS
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