UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERIA QUÍMICA

E.A.P. QUÍMICA

Docente: Carlos Góngora Tovar. Alumnos : León Calderón, Danne

Sugia Solís Miranda Héctor Chávez Huamán

Tema: Velocidad de reacciones químicas.

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL A2MIERCOLES – 1 pm a 5 pmFECHA DE PRACTICA : 09/09/2015FECHA DE ENTREGA: 23/09/2015

RESUMEN

La velocidad de una reacción es la medida de la rapidez de cómo se consume los reactantes y/o aparecen los productos, siendo este el tema desarrollado en la práctica de laboratorio en la cual determinaremos cuantitativamente la velocidad y el orden de una reacción, además de emplear el método volumétrico para la variación de la concentración en función al tiempo por medio de la titulación redox, donde el HCrO4 que tiene como color naranja pasa a Cr+ tomando el verde.

INTRODUCCION

En el presente informe se definirá que es una velocidad de reacción. Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir las reacciones químicas.

También en nuestra vida diaria, observamos que ciertas reacciones son rápidas como las reacciones de combustión, mientras que otras son lentas, como la oxidación de un alambre de hierro, pero como explicar esta diferencia, para esto será necesario analizar ciertos factores que tienen influencia en la rapidez de una reacción química, por ejemplo, al aumentar la temperatura se incrementa la velocidad de las partículas, estos chocan con más fuerza(adquieren más energía) y con mayor frecuencia, y esto hace que aumente la velocidad de la reacción.

1. HISTORIA.-

La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que se transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. A medida que la reacción avanza, disminuye la concentración de los reactivos, y con ella la velocidad de la reacción.

La velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s.

La teoría de colisiones

La teoría de colisiones, propuesta hacia 1920 por Gilbert N. Lewis (1875-1946) y otros químicos, afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque.

Para que esto suceda el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos. Y que se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.

Los factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas

La naturaleza de las sustancias

La naturaleza y variedad de sustancias involucradas en una reacción química determinan el tipo de reacción que se produce; estas diferencias pueden atribuirse a las desigualdades de reactivos, estructura de los átomos, moléculas e iones participantes.

La velocidad con que reaccionan las sustancias dependerá de que los choques entre partículas sean efectivos; esto es, deben tener la energía necesaria para reaccionar.

La Temperatura

La temperatura aumenta la velocidad de cualquier reacción. Cuando se eleva la temperatura en una reacción, las moléculas pueden chocar con la energía suficiente para que se efectúen rupturas en los enlaces y se formen nuevas moléculas de producto, aumentando así la velocidad de la misma.

Los Catalizadores

Un catalizador es un factor importante que influye en la velocidad de una reacción química; asimismo, es la sustancia que presente en un proceso químico interviene en él sin transformarse, siendo capaz de provocar aceleración o retardo en la velocidad de la reacción química.

Concentración de los reactivos

Cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

Grado de pulverización de los reactivos

Si los reactivos se reducen 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. FUNDAMENTO TEORICO.-

Cinética química:.

Se llama mecánica química a la parte de la fisicoquímica que estudia la afinidad química en sus modos de actuar siguientes: estático (estática química) y dinámica (dinámica química). La primera estudia los equilibrios químicos y la segunda la cinética química.

La cinética química tiene por objetivo predecir la velocidad de las reacciones químicas y describir el curso de sí mismas, por ejemplo cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta como al hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamás sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.

Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de las concentraciones de las especies involucradas en la reacción y una constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor, etc...), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de reacción.

Velocidad de una reacción química:

Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes.

La velocidad de una reacción es la derivada de la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo tomada siempre como valor positivo.

Es decir, es el cociente de la variación de la concentración de algún reactivo o producto por unidad de tiempo cuando los intervalos de tiempo tienden a 0.

v=−d [sustancia ]

dt=k [ sustancia ]n

Donde:

n: es el orden de la reacción que se determina de los datos experimentales y puede coincidir o no con el grado de la reacción.

K: constante de velocidad. Además la velocidad es positiva según transcurre la reacción hacia la

derecha, es decir según va desapareciendo los reactivos, es necesario poner un signo “–” delante de las concentraciones de éstos.

Cinética de primer orden:

a A c C

v (t )=−d [ A ]dt

=k [ A ]→ ln[ A ][ A ]0

=−kt

Cinética de segundo orden:

v (t )=−d [ A ]dt

=k [ A ]2→ 1[ A ]

= 1[ A ]0

+kt

Tiempo de vida media (t1/2):

Es el tiempo necesario para que la concentración de una sustancia se reduzca a la mitad de su valor inicial.

t=t 12

→ [ A ] t 12

=[ A ] 02

Solamente tiene sentido hablar de t1/2 cuando la velocidad se puede expresar como:

v=k [ A ]n

Sustituir en las ecuaciones integradas, [ A ] t 12

=[ A ]02 y deducir t1/2

t 12

=

1[ A ] 1

2

− 1[ A ]

k1

[ A ]0

Teoría de las colisiones. Energía de activación

La teoría de colisión de la cinetica quimica, es de esperar que la rapidez de una reaccion sea directamente proporcional al número de colisiones moleculares por segundo. El número de moléculas de productos es proporcional al número de choques entre las moléculas de los reactivos. Teniendo en cuenta que no todos son efectivos, debido a que no tienen la energía necesaria para constituir el “complejo activado”, (asociación transitoria de moléculas muy inestable) porque su energía es mayor a la de reactivos y productos por separado, pero por el cual debe transcurrir necesariamente la reacción, o bien porque no tienen la orientación adecuada. La energía de activación es la necesaria para formar el “complejo activado”, a partir del cual la reacción transcurre de forma natural.

3. DETALLES EXPERIMENTALES

Materiales y Reactivos

1. Materiales

• Vaso de precipitado de 100mL (1)

• Bureta de 50mL (1)

• Matraz Erlenmeyer de 250mL (2)

• Pipeta de 2mL (1) y de 5mL (1)

• Probeta de 50mL (1)

• Soporte universal

• Pinzas para bureta

• Cronómetro

• Bagueta

2. Reactivos

• Solución “A”: HCrO-4 + HCl (K2Cr2O7 0.0037M en HCl 3.5 M

• Solución “B”: KI al 3%

• Solución “C”: Na2S2O3 0.011M

• Alcohol etílico (inflamable)

• Solución de almidón.

Procedimiento Experimental

Determinación de [HCrO-]0

Se echó en la bureta la solución “C” y enrasó en 50mL Se colocó en el matraz Erlenmeyer 5mL de solución “A” y enseguida se

adicionó 2mL de solución “B”. Se agregó también el indicador de almidón el cual revelará la presencia de yodo.

2HCrO4 (ac)−¿+14 H (ac )

+¿+6 I(ac )

−¿→ 3 I(ac) +2Cr (ac )

3+¿+8H2O ¿

¿¿ ¿

-Se tituló hasta cambio de coloración de azul oscuro a verde claro.

I 2 (ac )+2Na2S2O3 (ac)→2NaI (ac)+Na2S4O6 (ac)

Se anotó el volumen gastado de Na2S2O3 en la tabla Nº1

Determinación de [HCrO-] t

Dentro del Erlenmeyer se colocaron 50mL de solución “A” y adicionar 1mL de etanol, a partir de este momento se contabilizó el tiempo de reacción.

Transcurridos 10 minutos se trasvasó una alícuota de 5mL de la mezcla a otro Erlenmeyer, luego se adicionó uniformemente 2mL de de solución “B”. Antes de realizar la titulación con la solución “C”, se agregó 10 gotas de solución de almidón, para observar el viraje de color de azul a verde.

Se anotó el volumen gastado de solución “C” en la tabla Nº1 repetir las mediciones cada 10 minutos hasta completar la tabla.

Tiempo(min) Solución ”C”(mL) [HCrO-4]

0102030405060

Cálculos

- Se tabularon los resultados y se hicieron los cálculos de ¿¿ y ¿¿ aplicando estequiometria para el HCrO-

4 en las dos reacciones.

mol Na2S2O3 (exp )=6.7mL×0.22molL

×1

103mL=1,474×10−4mol

L

1,474×10−4mol Na2S2O3×1mol I2

2molNa2S2O3

×2molHCrO4

−¿

3mol I2=4,91×10−5mol¿

Ahora sabemos que: M=¿, entonces

¿, análogamente y completando la tabla

Tiempo(min) Solución ”C”(mL) [HCrO-4]

0 6.7 0.009810 4.8 0.006720 3.6 0.005330 3.0 0.004440 2.2 0.003250 1.7 0.002560 1.3 0.0019

- Graficar [HCrO-4] en función del tiempo determinar la velocidad inicial y

las velocidades instantáneas.

0 10 20 30 40 50 60

Series1 0.0098 0.0067 0.0053 0.0044 0.0032 0.0025 0.0019

0.001

0.003

0.005

0.007

0.009

0.011

[HCrO-4] vs tiempo

tiempo(min)

[HCr

O-4

]

Determinas que para un reactivo V inst=−∆ [ A ]

∆ t, entonces:

V 1=∆ ¿¿

Análogamente para un tiempo constante de 10s obtenemos:

V 2=1.4×10−4mol

min, V 3=9×10

−5 molmin

, V 4=¿1.2×10−4 mol

min,

V 5=7×10−5 mol

min, V 6=6×10

−5 molmin

- Se determinó gráficamente si la reacción es de primer o de segundo orden.

0 10 20 30 40 50 60

Series1 -4.6254 -5.0056 -5.24 -5.4262 -5.7446 -5.9915 -6.2659

-6.5

-5.5

-4.5

-3.5

-2.5

-1.5

-0.5

f(x) = − 0.264210714285714 x − 4.41447142857143R² = 0.994888320953131

ln[ HCrO4-] vs tiempo

tiempo(min)

ln[ H

CrO

4-]

La grafica ln[ HCrO4-] es una recta cuando se transforma a logaritmo entonces

la reacción es de primer orden

- Se determinó la constante K para la reacción y se dio la ley de la velocidad

De la gráfica anterior obtuvimos la siguiente ecuación:

y=−0.2642x−4.4145=mx+b

m=K →K=−0.2642min−1

4. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Tabla N° 1

Tiempo (min) Solución “c” (mL) [ HCrO4-] (M)

0 6.7 0.009810 4.8 0.006720 3.6 0.005330 3.0 0.004440 2.2 0.003250 1.7 0.002560 1.3 0.0019

Tabla N°2

Tiempo(min) ln[ HCrO4-]

0 -4.625410 -5.005620 -5.240030 -5.426240 -5.744650 -5.991560 -6.2659

Tabla N°3

Tiempo(min) 1/[ HCrO4-]

0 102.040810 149.253720 188.679230 227.272740 312.500050 400.000060 526.3158

Calculo de la velocidad en cada concentración

Ejemplo a T0

V0=k [A]n

De la gráfica se dedujo que n=1, k=0.0274M/min

V0=0.0274x 9.8 10-3 = 2.6852.10-4 M/min

Tiempo(min) Velocidad instantánea M/min0 2.6852.10-4

10 1.8467.10-420 1.4467.10-430 1.2056.10-440 8.768.10-5

50 6.85.10-560 5.206.10-5

En la gráfica (1) se observa que al graficar [ ] vs t se obtiene una curva.

Como la linealizacion de la ley de la velocidad genera una ecuación para el orden cero que es la de una recta.

d [ ]dt

=−k [ ]° d [ ]dt = -k ∫

A 0

At

d [ ]=∫0

t

−kdt= At - Ao = - kt

Como no verifica dicha ecuación con la forma de la gráfica se concluye que le orden de la reacción no es cero.

Para la gráfica (2) se grafica 1At

vs t se obtiene la curva.

Como la linealizacion de la ley de la velocidad genera una ecuación para el orden dos que es la de una recta.

d [ ]dt

=- k [ ]2 =d [ ][ ]2

= -kt ∫Ao

At

[ ]−2dt =∫0

t

−kt = [ ]−1

−1 =-kt

1At

- 1Ao

= kt 1At

=1Ao

+

kt

Como no verifica dicha ecuación con la forma de la gráfica se concluye que le orden de la reacción no es dos.

Para la gráfica (3) se grafica lnAtvs t se obtiene una curva.

Como la linealizacion de la ley de la velocidad genera una ecuación para el orden 1 que es la de una recta.

d [ ]dt

= -k [ ]¹ d [ ]dt

= -k [] d [ ][ ] = -kdt ∫

Ao

Atd [ ][ ]

=∫o

t

−kdt lnAtA 0= -kt

lnAt – lnAo = -kt

Como verifica la ecuación con la forma de la gráfica (3) entonces se concluye que su orden de reacción es uno.

5. CONCLUSIONES Se concluye de esta experiencia que depende del orden de reacción, la

constante de velocidad toma diversos valores.

La velocidad instantánea depende de la constante de velocidad y de la concentración de la sustancia en ese instante dado.

El orden de reacción no depende de los coeficientes estequiometricos y pueden tomar cualquier valor numérico.

La ecuación de linealizacion para un determinado orden se deduce a partir de la ecuación.

d [ ]dt

= -k [A]n

6. BIBLIOGRAFIA Química: (undécima edición)

Autor: Raymond ChangKenneth A.Goldsby

Editorial: Mc Graw Hill

WEBGRAFIA

https://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n

http://es.slideshare.net/FelipeSepulveda2/cintica-qumica-velocidad-de-reaccin

http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/concentra.htm

http://cienciasenbachillerato.blogspot.pe/2011/05/velocidad-de-reaccion-y-equilibrio.html