INTRODUCCIÓN

Acerca de una reacción química podemos hacernos dos preguntas fundamentales y muy

frecuentes: ¿Se producirá espontáneamente? ¿Con que rapidez? La termodinámica da respuesta

a la primera pero nada dice sobre la velocidad o el tiempo en que los reactivos empezaran a

transformarse en productos.

Para poder observar un cambio químico en particular, no basta con que sea espontáneo, debe,

edemas, producirse a una velocidad suficientemente alta. Un ejemplo de esto podría ser la

transformación espontánea del diamante en grafito a condiciones normales; sin embargo la

velocidad de esta transformación es tan pequeña que no apreciamos cambio alguno, aunque

pasaran muchos años.

Por tanto una vez determinada si una reacción es termodinámicamente posible, la siguiente

cuestión es determinar la velocidad con la ocurrirá la transformación.

La experiencia nos muestra que la velocidad con que los reactivos se transforman en productos,

varía muchísimo de una reacción a otra. Algunas reacciones, como la transformación del

diamante en grafito, antes mencionado, son extraordinariamente lentas. Otras, como la

explosión del TNT, son tan rápidas que casi resultan instantáneas. Existen, desde luego, todos los

casos intermedios. Afortunadamente, la velocidad de una reacción dada, puede alterarse

modificando ciertos factores. El conocimiento de los factores (naturaleza de los reactivos,

facilidad con que los reactivos entran en contacto, concentración de los reactivos, temperatura

del sistema reaccionante, presencia de un catalizador) que alteran la velocidad de reacción es de

extraordinaria importancia práctica, pues puede enseñarnos cómo acelerar las reacciones

deseables y cómo retardar las indeseables.

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VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS1. OBJETIVOS

Determinar cuantitativamente la velocidad de una reacción química.

Determinar el orden de una reacción.

Determinar gráficamente la velocidad inicial y la velocidad instantánea.

Emplear el método volumétrico para determinar la variación de la concentración en

función del tiempo.

2. PRINCIPIOS TEORICOS

VELOCIDAD DE REACCIÓN

La velocidad de reacción se define como el cambio que ocurre por intervalo determinado

de tiempo. Esto significa que siempre que se habla de velocidad necesariamente va

implicada la noción de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones

atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años, pero la combustión

del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo.

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si

tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un

reactivo) por unidad de tiempo.

La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de

reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las

moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir

disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y

con ella la velocidad de la reacción. La medida de 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.

LEY DE LA VELOCIDAD:

Considérese una reacción química típica:

aA + bB → pP + qQ

Las letras minúsculas (a, b, p, y q) representan los coeficientes estequiométricos,

mientras que las letras mayúsculas representan a los reactivos (A y B) y los productos (P

y Q). De acuerdo a la definición del Libro Dorado de la IUPAC1 la velocidad instantánea de

reacción v (también r o R) de una reacción química que se da en un sistema cerrado bajo

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condiciones de volumen constante, sin que haya acumulación de intermediarios de

reacción, está definida por:

La ecuación de velocidad es:

v = k [A]α [B]β

FACTORES QUE INFLUYEN EN LAS VELOCIDADES DE REACCION:

TEMPERATURA DE REACCIÓN:

Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las

partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El

resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por

cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

EL ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS:

Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, 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.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeño son los pedazos; y si está

finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS:

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, 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.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de

hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor

es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general,

en la forma:

v = k [A]α [B]β

Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes

estequiométricos de la reacción general antes considerados. La constante de velocidad k,

depende de la temperatura.

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CATALIZADORES:

Los catalizadores son sustancias que aceleran o retrasan la reacción modificando el

mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción

química; no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada

catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar

al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

3. MATERIALES Y REACTIVOS

3.1.Materiales

- Vaso de precipitado de 100 mL(2)

- Matraz de Erlenmeyer de 250 mL (2)

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- Pipeta de 2 mL y de 5 mL

- Probeta de 50 mL

- Bureta de 50 mL

- Soporte universal

- Pinzas para bureta

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- Cronómetro

3.2.Reactivos

- Solución “A”: 2HCrO-4 + HCl (K2Cr2O7 0,0037 M en HCl 3,5 M)

- Solución “B”: KI al 3%

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- Solución “C”: Na2S2O3 0,022 M

- Alcohol etílico

- Solución de almidón

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4. PARTE EXPERIMENTAL

*solución “A”

El K2Cr2O7 se transforma en HCrO-4, en medio ácido (HCl)

Cr2O72- + H+ → 2HCrO4

- (Solución “A”)

4.1.Determinación de [HCrO-4]0

o Enjuagar la bureta con solución “C” y enrasar.

o Colocar en el matraz Erlenmeyer 5 mL de solución “A” y enseguida adicionar 2

mL de solución “B”. Agregar el almidón 10 gotas el cual nos revelara la presencia

del Yodo con un color azul.

2HCrO-4(ac) + 14 H+6I-

(ac) → 3I2(ac) + 2Cr(ac)3+ + 8H2O(l)

o Titular hasta el cambio de coloración de azul oscuro a verde claro.

I2(ac) + 2Na2S2O3(ac) → 2NaI(ac) + Na2S4O6(ac)

(+almidón , azul) sol. “C”

4.2.Determinación de [HCrO-4]

a) Dentro del Erlenmeyer colocar 50 mL de solución “A” y adicionar 20 gotas de etanol, a partir

de ese momento se contabiliza el tiempo de reacción.

*Al reaccionar con la solución “A”, el etanol se oxida a ácido acético según la siguiente

reacción:

3Cr2H5OH(ac) + 4HCrO-4(ac) + 16 H+→ 3CH3COOH(ac) + 4Cr(ac)

3+ + 13 H2O(l)2

Naranja Verde

b) Transcurridos 10 minutos trasvasar un alícuota de 5 mL de la mezcla a otro Erlenmeyer,

luego adicionar uniformemente 2 mL de solución “B”. agregar 10 gotas de almidón, para

observar el viraje de color azul a vede, realizar la titulación con la solución “C”.

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c) Anotar el volumen gastado de la solución “C”. Repetir las mediciones cada 10 minutos por 5

veces.4.3.Cálculos

1. Tabular los resultados y hacer los cálculos de [HCrO4-]0 y [HCrO4

-].

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

0 6,5 mL 9,5 x 10-3 M

10 4,3 mL 6,3 x 10-3 M

20 1,8 mL 2,6 x 10-3 M

30 1,3 mL 1,9 x 10-3 M

40 0,6 mL 0,88 x 10-3 M

50 0,5 mL 0,73 x 10-3 M

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60 0,4 mL 0,59 x 10-3 M

# de eq. de Na2S2O3 = # de eq. de I2

Para tiempo= 0 minutos

6,5 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x2mol ¿¿

Para tiempo= 10 minutos

4,3 x 10−3L x 0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x 2mol ¿¿

Para tiempo= 20 minutos

1,8 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x2mol ¿¿

Para tiempo= 30 minutos

1,3 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x2mol ¿¿

Para tiempo= 40 minutos

0,6 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x2mol¿¿

Para tiempo= 50 minutos

0,5 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x2mol ¿¿

Para tiempo= 60 minutos

0,4 x 10−3 Lx 0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2

2mol Na2S2O3x 2mol ¿¿

2. Graficar [HCrO4-] en función del tiempo. Determinar la velocidad inicial y sus velocidades

instantáneas.

3. Determinar gráficamente si la reacción es de primer o segundo orden.

4. Determina la constante de velocidad K, para la reacción y también escriba la ley de la

velocidad.

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RESUMEN

En el proceso experimental se pudo observar cómo se evidencia una reacción química en este.

Experimentalmente la siguiente reacción contiene unas gotas de almidón, se puede observar la

presencia de yodo debido a la coloración azul oscuro que adquiere la solución.

2HCrO4(ac)−¿+14H (ac)

+¿+6 I( ac)−¿→ 3I2( ac)

−¿+2Cr (ac )+3 +8H2O (l)¿ ¿

¿ ¿

Pero al momento de titular con unas gotas de Na2S2O3(ac) se observa:

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

En esta reacción se torna de color verde claro, casi transparente. Es así como se evidencia una

reacción química.

CONCLUSIONES

La velocidad de una reacción química se manifiesta en el cambio de la concentración de

los reactivos o productos en relación con el tiempo.

La ley de la velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la

constante de velocidad y las concentraciones de los reactivos, elevadas a las potencias

apropiadas.

La velocidad no es constante sino que varía continuamente a medida que cambia la

concentración.

La constante de velocidad para una determinada reacción con un determinado reactivo

cambia solo con la temperatura.

RECOMENDACIONES

Antes de comenzar la reacción asegurarse de que los materiales a usar estén limpios y

secos, para que no puedan alterar la reacción.

Verter rápidamente el etanol y empezar a medir el tiempo inmediatamente, de no

hacerlo se podría alterar la velocidad obtenida experimentalmente.

Ser muy cuidadosos y precisos al momento de titular las alícuotas que se extraen cada

cierto tiempo.

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BIBLIOGRAFÍA

- Química General7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. McGraw-Hill Interamericana páginas

564-590

CUESTIONARIO1. Escriba las tres reacciones en las que se fundamenta la experiencia.

3C2H5O H (ac)+4HCrO4 (ac)−¿+16H+¿→3CH3 COOH( ac)+4Cr(ac )

+3 +13 H2O(l) ¿ ¿

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

2HCrO4(ac)−¿+14H (ac)

+¿+6 I( ac)−¿→ 3I2( ac)

−¿+2Cr(ac )+3 +8H2O (l)¿ ¿

¿ ¿

2. Explique de manera breve, cual es la función del Na2S2O3(ac)y porque su concentración

debe ser lo más exacta posible.

El Na2S2O3(ac)es una solución patrón, es decir por su especial estabilidad, se emplea

para valorar la concentración de otras soluciones, como las disoluciones valorantes.

3. Uno de los factores que aumenta la velocidad de reacción es la temperatura. Explique de

manera sencilla como se podría explicar este efecto en la experiencia del laboratorio.

Una reacción sencilla es la combustión, lo cual no se daría sin presencia del calor:

C (s )+O2( g )+Δ→CO2(g )

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