FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UN

CAMBIO QUIMICO

Daniel Aramburo Mauricio Giraldo GRUPO: 14

1. Resumen

Este laboratorio tiene como objetivo comprobar como la

velocidad de las reacciones depende de condiciones

como concentración, temperatura; entre otras. Es

importante saber que la velocidad de una reacción es el

cambio en la concentración de un reactivo o un producto

respecto al tiempo. También la velocidad de reacción

depende de cuatro factores principalmente. La naturaleza

de los reactivos, la concentración de reactivos, los

catalizadores y la temperatura. En procedimiento

realizado en el laboratorio fue medir con la bureta 1.5ml

de la solución de ácido oxálico (0.64M) vertiéndolos en un

tubo de ensayo. Después le añadimos 0.5ml de la

solución permanganato de potasio (0.0633M;

1%peso/volumen); después de añadir las dos soluciones

en un mismo tubo ensayo se agita y se anota el tiempo

desde la adición de permanganato de potasio hasta que el

color del ion permanganato sea sustituido por un

amarillento; este proceso se repito pero variando la

concentración de las soluciones y agregándole cierta

cantidad de agua destilada. con esto observamos el

efecto de la concentración en la velocidad de la reacción.

Para analizar el efecto de la temperatura; cada grupo de

laboratorio le toco una temperatura diferente para tomar el

tiempo en que se tardaba la reacción; a nosotros nos tocó

la temperatura ambiente, por lo cual no nos tocó meter

nuestros tubos en baño maria, sino mezclar 3ml de

oxálico y 0.5 de permanganato y agua destilada; mientras

a los de temperatura de 20ºC;30ºC y 40ºC; les toco

colocar las cantidades dadas anteriormente en tubos

diferentes; y estos tres tubos llevarlos al baño maria la

temperatura asignada y después de un tiempo mezclar el

contenido de cada tubo en uno solo y tomar el tiempo en

que se demoró en desaparecer el color rojizo fuerte.

Podemos concluir que La velocidad de una reacción es

proporcional al aumento de concentración de un producto

o a la disminución de concentración de un reactivo por

unidad de tiempo; y que al aumentar la temperatura la

velocidad de la reacción también aumentaba.

2. Palabras clave: para esta práctica son necesarias algunas

palabras para tener en cuenta, ya que serán de gran

utilidad para el desarrollo de la misma

Velocidad de la reacción

Contante de velocidad (K)

Catalizadores

Ley de la velocidad

3. Introducción

En esta práctica se tiene como objetivo general

comprobar como la velocidad de las reacciones dependen

de las condiciones experimentales, como la

concentración. y la temperatura. En cuanto a los objetivos

específicos: saber utilizar las ecuaciones de velocidad y

aplicaras correctamente para tener resultados

satisfactorios; analizar correctamente los resultados

conseguidos.

Dentro de los conceptos que tenemos que tener claro

para la realizacion de la práctica está el de cinética

química el cual es el área de la química que tiene

relación con la rapidez o velocidad, con que ocurre una

reacción química. La velocidad de una reacción es el

cambio en la concentración de un reactivo o de un

producto respecto al tiempo (M/s). el conocimiento de la

velocidad de reacciones es de gran utilidad para el

diseño de fármacos, en el control de la contaminación y

en el procesamiento de alimentos. Al expresar cualquier

reacción por la ecuación general reactivos(A)

productos (B), esto expresa que durante la reacción los

reactivos se consumen mientras los productos se

forman respecto al tiempo. V= [ ]

o V=

[ ]

donde

∆[ ] o ∆[ ] son los cambios en la concentración en

determinado ∆t. debido a que la concentración de A

disminuye durante el intervalo de tiempo, ∆[ ] es una

cantidad negativa. La contante de velocidad (K), la cual

es una constante de la proporcionalidad entre la

velocidad y la concentración de reactivo. K=

[ ] . La ley

de la velocidad expresa la relación de la velocidad de

una reacción con la constante de la velocidad y la

concentración de los reactivos, elevadas a algunas

potencias. V=k[ ]x[ ]

y; Donde k es la constante de

velocidad y su magnitud cambia con la temperatura

según Arrhenius; los exponentes x y y son los ordenes

de reaccion y su suma da como resultado el orden

general de la reaccion. Según lo anterior se pueden

calsifcar las reacciones según su orden, si el orden

general es 0, la reaccion es de orden cero , y si el

orden general es 1, la reaccion es de primer orden y asi

sucesivamente. Efecto de la concentracion: Casi todas

las reacciones quimicas se llevan a cabo con mas

rapidez si se aumenta la concentracion de uno o mas

de los reactivos. A medida que la conecntracion

aumenta, la frecuencia de colision de las moleculas

aumenta, y esto origina velocidades mayores. Efecto de

la temperatura: La velocidad de las reacciones quimicas

aumenta con la temperatura. El aumento de

temperatura incrementa la energia cinetica de las

moleculas, al moverse con mayor rapidez, las

moleculas chocan con mas frecuencia y tambien con

mayor energia, lo que origina velocidades

mayores.Efecto de los catalizadores:Los catalizadores

son agentes que aumentan las velocidades de reaccion

sin transformarse. Influyen en los tipos de colisiones

que dan lugar a la reaccion.

4. Resultados

OBSERVACIONES La práctica se dividió en 2; primero se vio el efecto de la concentración en la velocidad de la reacción, y segundo se vio el efecto de la temperatura en la velocidad de la reacción a partir de unos datos iniciales proporcionados por el asesor en el laboratorio. Las observaciones realizadas en el laboratorio son:

Efecto de la concentración

1.5ml de ácido oxálico(0.64M)+0.5ml de permanganato de

potasio(0.0633M; 1% peso/volumen)

- Al mezclar el ácido oxálico con permanganato, la

solución que dio fue color rojizo; pero al ser agitada

por un tiempo paso a un color amarillo quemado(

amarillo oscuro tirando a café)

3.0ml de ácido oxálico(0.64M)+0.5ml de permanganato de

potasio(0.0633M; 1% peso/volumen)+0.5 agua destilada

- Al mezclar el ácido oxálico con permanganato y agua

destilada, la solución que dio fue de color rojizo; pero

al ser agitada por un tiempo paso a un color amarillo

mas claro que la anterior reacción ( amarillo pollito)

1.5ml de ácido oxálico(0.64M)+1.0ml de permanganato de

potasio(0.0633M; 1% peso/volumen)+1.5 agua destilada

- Al mezclar el ácido oxálico con permanganato y agua

destilada, la solución que dio fue de color rojizo; pero

al ser agitada por un tiempo paso a un color amarillo

mas claro que la anterior reacción ( amarillo claro)

Efecto de la temperatura

Con una concentración de 3.0ml de acido oxálico, de 0.5

de permanganato de potasio y 0.5ml de agua destilada a

temperatura ambiente, 20ºC, 30ºC y 40ºC; en todas las

reacciones el color fue rojizo fuerte.

Datos y resultados

En primer lugar hallamos la ecuacion balanceada de la

reaccion entre permanganato de potasio y el acido

oxalico,y es:

2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 6 H+ → 2 Mn(2

+) + 10 CO2 + 8 H2O

Concentraciones:

Exp1

Oxalico KMnO4

V2 C2=V1C1 C2=

C2=

C2=

( )( )

( )

C2=( )( )

( ) C2=0.0158M

C2=0.48M

Exp 2

Oxalico KMnO4

V2 C2=V1C1 C2=

C2=

C2=

( )( )

( )

C2=( )( )

( ) C2=0.00791M

C2=0.48M

Exp 3

Oxalico KMnO4

V2 C2=V1C1 C2=

C2=

C2=

( )( )

( )

C2=( )( )

( ) C2=0.0158M

C2=0.24M

Exp

Volumen Oxálico ml

Volumen KMnO4 ml

Agua ml

Vol Total

Con. oxálico en la reacción M inicial

Con. Oxálico en la reacción M inicial

Tiempo seg

⁄

V

1 1.5 0.5 0 2 0.48 0.0158

70 112.8*10

-6

2 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00791

142 2.78*10

-5

3 1.5 1.0 1.5 4 0.24 0.0158

305 25.9*10

-6

Velocidad:

Exp1

[ (

) ]=V

112.8*10-6

=V

Exp 2

[(

)]=V

2.78*10-5

=V

Exp 3

[(

)]=V

25.9*10-6

=V

Ley de velocidad

[ ] [ ] V

0.0158 0.48 112.8*10-6

0.00791 0.48 2.78*10-5

0.0158 0.24 25.9*10-6

[ ] [ ]

x(

)

x=X0.246 y(

)

y=y0.229

xlog(

) ( ) ylog(

) ( )

x=2 y=2

V=K [ ]

2[ ]2

⁄

[ ] [ ]

1.8

=K

V=K [ ]

2[ ]2

⁄

[ ] [ ]

1.92

=K

V=K [ ]

2[ ]2

⁄

[ ] [ ]

1.8

=K

Efecto de la temperatura

Temperatura

19ºC 20ºC 30ºC

T(k)=292.15K T(K)=293.15K T(K)=303.15

40ºC

T(K)=313.15

Constante de equilibrio

V=K [ ]2 [ ]

2

19ºC

⁄

[ ] [ ]

6.85*10-3

=K

20ºC

⁄

[ ] [ ]

989*10-3

=K

30ºC

⁄

[ ] [ ]

2.42

=K

Temperatura (ºC)

V Oxálico (ml)

V KMnO4

(ml)

Agua (ml)

V total

Con, oxalico M inicial

Con. KMnO4 M inicial

T (s)

V (M/s)

19 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00791

400

9.88*10

-6

20 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00791

277

14.27*10

-6

30 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00791

113

35*10-6

40 3.0 0.5 0.5 4 0.48 0.00791

58

68.1*10

-6

40ºC

⁄

[ ] [ ]

4.72

=K

Concentración

Oxalico KMnO4

V2 C2=V1C1 C2=

C2=

C2=

( )( )

( )

C2=( )( )

( ) C2=0.00791M

C2=0.48M

Velocidad

19ºC

[(

)]=V

9.88*10-6

=V

20ºC

[(

)]=V

14.27*10-6

=V

30ºC

[(

)]=V

35*10-6

=V

40ºC

[(

)]=V

68.1*10-6

=V

T(K) K Ea

292.15 685*10-3

293.15 989*10-3

303.15 2.42

313.15 4.72

5. Análisis de resultados:

En el experimento de la temperatura se observó

como la rapidez de la reacción se veía afectada, ya

que a medida que la temperatura disminuía se podía

ver claramente que la velocidad con la que

reaccionaba la solución era más lenta.

En el experimento de la concentración se pudo ver

claramente que la velocidad disminuía a medida que

la concentración era menor.

En los dos casos, calor y concentración pudimos ver

que al final que la solución tenía un cambio de color.

(purpura – rojo oscuro).

6. Conclusiones:

La velocidad de una reacción es proporcional al

aumento de concentración de un producto o a la

disminución de concentración de un reactivo por

unidad de tiempo

Un catalizador permite que la reacción tome rutas

alternas afectando la velocidad de la misma al

cambiar las energías de activación

Las energías de activación descienden en la mayoría

de las reacciones catalizados.

Es posible encontrar catalizadores homogéneos los

cuales existen en la misma fase que los reactivos; y

los catalizadores heterogéneos, que existen en fase

distinta de los reactivos, suelen ser sólidos.

A medida que lla temperatura asciende la constante

de velocidad de una reacción sea más grande.

Una reacción de primer orden es aquella cuya

velocidad depende de la concentración de los

reactivos elevada a la primera potencia.

Una reacción de segundo orden es aquella cuya

velocidad depende de la concentración de uno de los

reactivos, elevada a la segunda potencia, o de la

concentración de dos reactivos diferentes , cada uno

elevado a la primera potencia.

7. Fuentes

BROWN Theodore, QUÍMICA DE LA CIENCIA CENTRAL. Editorial Prentice Hall. México. Novena edición 2004, capitulo 14, págs. ( 524 - 564).

Ralph H. Petrucci, William S. Hardwood, F. Geoffrey Herring; QUIMICA GENERAL. Editorial Prentice Hall. Mexico. Octava Edicion, 2003, Capitulo 15, págs. (578 – 615). WHITTEN. Química general universitaria. Editorial Mc.

Grawhill. Octava edición. Madrid.

8. Respuestas al cuestionario

1. Mencione reacciones que sean aceleradas por la luz y discuta ¿si este es catalizador o fuente de energía?

Las reacciones aceleradas por la luz se conocen con el

nombre de “reacción fotoquímica”, debido a que se

desencadena por acción de la luz, tanto visible como

ultravioleta.

Generalmente, la luz actúa como un catalizador debido a que

se encarga de acelerar la mayoría de las reacciones; pero a su

vez es una fuente de energía que le permite liberar rayos que

hacen contacto con la reacción, y así la acelera.

Algunas de las reacciones aceleradas por esta fuente de

energía son:

La fotólisis: consiste en la disociación de moléculas orgánicas complejas por efecto de la luz. (Es el proceso en el que se basa la fotosíntesis)

Procesos fotoquímicas: a) Reacciones en la oscuridad que adquieren su energía de activación a través de las colisiones sucesivas al azar. b) Reacciones fotoquímicas que adquieren la energía de activación a través de la absorción de fotones. En los procesos fotoquímicas podemos encontrar el revelado de placas, es decir la fotografía cuenta con una serie de reacciones fotoquímicas: los efectos ópticos y las características físicas de la película.

Fotocatálisis: es un proceso que se basa en la absorción directa o indirecta de energía radiante, visible o UV, por el sensibilizador. Algunos foto catalizadores son: TiO2 – Fe – Cu – Cr.

Fotocatálisis heterogénea: forma parte de los llamados Procesos de Oxidación Avanzados (POA) o Tecnologías de Oxidación Avanzadas (TAO). Se trata de procesos con potencial de producir radicales hidroxilo, especies altamente oxidantes, en cantidades suficientes para mineralizar materia orgánica a dióxido de carbono, agua e iones inorgánicos. Algunos fotoscatalizadores heterogéneos son: TiO2 – zeolitas – sepiolitas.

2. ¿Cuáles son los catalizadores comerciales en la fabricación de:

Acido sulfúrico (H2SO4): Es un líquido corrosivo, de gran

viscosidad, incoloro y es soluble en agua en cualquier

proporción. El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para

hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de amonio.

También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y

pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar

metales. Uno de los pocos productos de consumo que

contienen ácido sulfúrico como tal, en la batería de plomo, que

se utiliza en automóviles.

El método de obtención, se conoce con el nombre de: método

de contacto, se basa en la oxidación del dióxido de azufre a

trióxido de azufre, bajo la influencia de un catalizador. El

platino dividido muy finamente, que es el catalizador más

eficaz, tiene dos desventajas: es muy caro y además, ciertas

impurezas existentes en el dióxido de azufre ordinario lo

envenenan y reducen su actividad. Muchos productores de

ácido sulfúrico utilizan dos catalizadores: primero, uno más

resistente aunque menos efectivo, como el óxido de hierro o el

óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una

cantidad menor de platino para terminar el proceso. Otro

catalizador utilizado en este proceso es el casmio.

Amoniaco (NH3): El amoniaco es un gas de olor picante,

incoloro y muy soluble en agua. Disuelto en agua, el amoniaco

se convierte en hidróxido de amonio, de marcado carácter

básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos

de los materiales alcalinos.

El amoniaco se produce sintéticamente a partir de hidrógeno y

nitrógeno por el proceso de Haber, que consiste en pasar una

mezcla estequiometria de hidrógeno y nitrógeno a través de un

lecho catalizador, formado principalmente por óxidos de hierro,

en el que se mantiene una temperatura de unos 500ºC, pues,

aun empleando catalizadores, la velocidad es muy lenta a

temperaturas inferiores y no es rentable económicamente. La

reacción es reversible y exotérmica.

Existen ciertas sustancias llamadas promotoras, que no tienen

capacidad catalítica en sí, pero aumentan la eficacia de los

catalizadores. Por ejemplo, al añadir alúmina a hierro

finamente dividido, ésta aumenta la capacidad del hierro para

catalizar la obtención de amoníaco a partir de una mezcla de

nitrógeno e hidrógeno.

Hidrogenación de grasas: Para el proceso de hidrogenación de

grasa es común hacer uso de catalizadores como los

derivados del níquel, por ejemplo:

-Acetato de níquel: se presenta bajo forma de polvo verde y

emana el típico olor del ácido acético. El acetato de níquel es

soluble en el agua, pero no es soluble en alcohol; se utiliza

principalmente como mordente en tintorería o como catalizador

en algunas reacciones de hidrogenación catalítica.

-Níquel carbonato polvo: El níquel carbonato se presenta bajo

forma de cristales con un típico color verde; es insoluble en el

agua, pero bastante soluble en los ácidos. Si el carbonato de

níquel se reduce con hidrógeno a una T superior a los 300° se

obtiene níquel subdividido que se emplea mucho en la

catálisis.

-Níquel en polvo: El níquel no se halla naturalmente en estado

libre, sino que asociado a otros numerosos minerales; es un

metal blanco brillante y posee una gran maleabilidad. El níquel

se deshace con dificultad en el ácido sulfúrico, mientras que es

fácilmente atacado por el ácido nítrico. En polvo, conocido con

el nombre de níquel Raney se utiliza como catalizador de

muchas reacciones químicas.

- Sulfato de níquel: El sulfato de níquel se presenta bajo forma

de cristales de color azul o verde esmeralda y tiene una buena

solubilidad en el agua y en el alcohol etílico; el sulfato de

níquel se emplea fundamentalmente en la niqueladura y en la

industria química para la fabricación de catalizadores para la

hidrogenación de las grasa.