Practica No.11 Velocidad de Reacción PDF

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Instituto Politécnico Nacional Escuela Nacional de Ciencias Biológicas

Materia: Química Inorgánica

Practica No.11 “Velocidad de Reacción”

Introducción: Una reacción química es un proceso en el cual dos o más sustancias al reaccionar forman otras nuevas como consecuencia de la ruptura de enlaces y la formación de otros nuevos. Pueden representarse mediante una ecuación química que establece una proporción de reactivos y productos. Velocidad de reacción: Se define como la cantidad de sustancia que se transforma en una determinada reacción por unidad de volumen y tiempo. (Nota: La velocidad de reacción es siempre positiva) Una reacción química es toda transformación química cuya velocidad de reacción depende de factores como: Naturaleza de Reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico, las partículas que forman solidos hacen que se muevan más lentamente que las de los gases que están en solución. Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como esta 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 incrementa. La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (mol/L) de los sustratos reaccionantes. 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 solo se hace importancia cuando la presión es muy alta. Temperatura: Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumenta el número de colisiones y la violencia de ellas. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10°C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Catalizador: Los catalizadores son sustancias que aumentan y disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse, la forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción. 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. Radiación electromagnética e intensidad de la luz: Es una forma de energía, como tal puede aumentar la velocidad o incluso hacer que la reacción sea espontanea, al proveer de más energía a las partículas de los reactantes. Al

aumentar la intensidad de luz, las partículas absorben más energía por lo que la velocidad de reacción aumenta. Otros factores: Isotopos, Superficie de contacto, Mezclador.

Clasificación de reacciones: - De acuerdo a su energía: Exotérmicas y endotérmicas. - Por su velocidad de reacción. - Reacciones reversibles o irreversibles. - Combinación, Descomposición, Simple sustitución, doble sustitución. - Reacciones Redox.

Objetivos:

 Determinar las diferentes variabilidades que influyen en la velocidad de la reacción.  Determinar el efecto de la concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción.

Metodología:

Materiales -

6 tubos de ensaye Matraz Erlenmeyer Vaso de precipitados Termómetro Micropipeta Cronometro Bureta Tijeras

-

Agua destilada

-

Marcador

-

Hojas blancas

Reactivos: -

Cinta de Magnesio.

-

Ya que el magnesio produce hidrogeno, y este es un gas inflamable, el experimento se debe de hacer en una zona aireada y sin riesgos de chispas o fuego. Disolución de tiosulfato de sodio.

-

Evitar la inhalación de los gases irritantes, ya que este compuesto produce óxidos de azufre. Disolución de ácido clorhídrico. El HCl es irritante y corrosivo, por lo tanto, evitar el contacto y la inhalación de vapores.

PARTE 1. Efecto producido por la concentración en la velocidad de reacción. Preparar 4 disoluciones de HCl. Limpiar la cinta de magnesio y cortarla en 4 trozos iguales. (2 cm)

Verterla en el matraz Erlenmeyer.

1* 50 ml de HCI 2* 30ml de HCI y 20 ml de H2O 3* 25 ml de HCI y 25 ml de H2O 4* 20 ml de HCI y 30 de H2O

Con la bureta medir el volumen de HCl

Utilizar la probeta para medir el agua destilada

Agitar la disolución.

Formar un anillo con una de las tiras de magnesio e introducirlo al matraz

Con el cronometro medir el tiempo que tarda en reaccionar

Observaciones: El anillo de magnesio reacciona de inmediato con la disolución de HCl, se observan unas burbujas lo cual nos indica que se libera hidrogeno y que se está produciendo calor, es una reacción exotérmica. Predicciones: El HCl se empleará en exceso, la cantidad de H2 producido será proporcional a la cantidad de Mg utilizado. Cuanto mayor es la concentración, más partículas hay por unidad de volumen, por lo que es más probable que choquen entre sí.

PARTE 2: Efecto producido por la temperatura en la velocidad de reacción.

En 3 tubos de ensayo verter en cada uno 10 ml de HCl 2M

En los 3 tubos restantes, verter en cada uno 40 g/L de tiosulfato de sodio

Introducir 2 tubos de cada disolución en baños de 40°C y 60°C. Esperar unos minutos, luego se procede a sacarlos.

Trazar una “x” en una hoja blanca y colocar el matraz Erlenmeyer sobre ella, vertiendo en él 10 ml de Na2S2O3 a 40°C.

Añadir los 10 ml de HCl, midiendo el tiempo que tarda la cruz en “desaparecer”.

Observaciones: Al añadir el tiosulfato de sodio al HCl, la disolución poco a poco se va haciendo transparente, se vuelve opaca, por lo que no nos deja ver la cruz marcada en la hoja, esto puede ser debido a la formación de azufre. Predicciones: A partir de la formación de Azufre nos permitirá cuantificar la velocidad de reacción. Considerando la Teoría de Colisiones, sí la temperatura es mayor, las partículas se mueven más deprisa, de forma que cuando chocan lo hacen con más intensidad y es más fácil que se rompan los enlaces en los reactivos para que se transformen en productos.

Conclusiones: Para explicar cómo afecta la concentración a la velocidad de reacción, usamos la teoría de colisiones, que establece que, para que reaccionen, los reactivos deben chocar entre sí, de modo que cuantas más colisiones por segundo, más rápida es la reacción. Además, cuanto mayor es la concentración, más partículas hay por unidad de volumen, por lo que es más probable que choquen entre sí. Estos factores son importantes ya que pueden acelerar una reacción, por ejemplo, la curación de una herida o una enfermedad. También pueden retardar la velocidad de reacción que puede ser perjudicial como la putrefacción de alimentos o la caída del cabello.

Bibliografía:

ETSIME - UPM. (2018, 10 febrero). Práctica de Cinética Química ETSIME UPM [Vídeo]. YouTube. https://www.youtube.com/watch? v=O5vPyPiuEoU

Javier Sánchez. (2012). Factores que afectan a la velocidad de una reacción química. 20/05/2021, de blogspot.com Sitio web: http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/factores-que-afectan-lavelocidad-de.html

educa.aragon. (2020). La velocidad de las reacciones. 20/05/2021, de educa.aragon Sitio web: http://iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/temasweb/fqdmiral/ FQ3ESO/FQ3ESO%20Tema%203%20Reacciones %20quimicas/33_la_velocidad_de_las_reacciones.html

Marianne B. . (2012). DETERMINACIÓN DEL EQUIVALENTE-GRAMO DEL MAGNESIO. 20/05/2021, de Universidad de Granada Sitio web: https://www.ugr.es/~laboratoriodequimica/practicas_II/6_2_practica.ht m...