Prácticas del laboratorio de Fisicoquímica 2. PRACTICA 7 PDF

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Este reporte describe lo realizado en el laboratorio de Fisicoquímica II. Es útil para realizar comparaciones de resultados, aclarar la idea de la práctica, asi como parafrasear metodologías. Todos los reportes fueron viguramente revisados y no contienen errores en cuanto a resultados e ideas descri...

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Universidad Autónoma de Ciudad Juárez, Instituto de Ciencias Biomédicas, Programa de Licenciatura en Química. Laboratorio de Fisicoquímica II. Práctica 7. Cinética química: factores que afectan la velocidad de reacción. Jonathan Josué Calvillo Solís 154790 Mesa 1 RESUMEN La cinética química es una de las áreas de la química que tiene como objetivo de estudio el proceso de transformación de un reactivo a un producto en función del tiempo. Existen diferentes factores que pueden alterar la velocidad de una reacción, como la temperatura, concentración, naturaleza de reactivos, catalizadores y el grado de división de un reactivo. Se realizaron 5 experimentos para estudiar cada uno de los factores mencionados. En el primer experimento se midió el tiempo en que reaccionó una tira de magnesio en H 2SO4 3 M, HCl 6 M, CH 3COOH 6 M y H3PO4 6 M, donde se obtuvo que la velocidad de reacción fue mayor en el H 2SO4 con un valor de 7.65x10-3 M s-1, enseguida en HCl con 5.46x10-3 M s-1, CH3COOH con 3.47x10-3 M s-1, y por último el H 3PO4 con 9x10-4 M s-1. En el experimento 2, se midió la velocidad de reacción de cobre, magnesio y zinc en HCl 6 M, donde el magnesio tuvo una velocidad de 5.74x10 -3 M s-1, el zinc una velocidad de 0.0145 M s -1, en el caso del cobre no hubo reacción. En el experimento 3 se realizó una reacción de catálisis del H 2O2 con MnO2, sin embargo tampoco hubo reacción. En el cuarto experimento se analizó la velocidad en HCl 1 M, 3 M, 4 M y 6 M, al agregar una tira de magnesio, donde la menor velocidad estuvo en el HCl 1 M con 1.64x10 -3 M s-1, luego HCl 3 M con 2.17x10-3 M s-1, HCl 4 M con 4.16x10-3 M s-1 y finalmente HCl 6 M con 9.36x10-3 M s-1. En el último experimento, se observó el efecto de la temperatura en una reacción, donde se agregó una pastilla de Alka – seltzer en agua a 100°C, 50°C y 25°C, donde la reacción fue más rápida en el vaso con el agua a mayor temperatura. INTRODUCCIÓN Dentro del estudio de las reacciones químicas, se ha identificado que existen reacciones que suceden tan rápidamente, que pueden considerarse como instantáneas, como suceden las exposiciones de pólvora y dinamita, sin embargo, otras son tan lentas que incluso se puede llegar al error de afirmar que no suceden, como es el caso de la oxidación del hierro expuesto a la intemperie. La cinética química es una rama de la química que se encarga de estudiar el desarrollo que sigue una reacción con el transcurso del tiempo, así como los factores que permiten modificar la velocidad de una reacción (Jaramillo, S. 2004), y es aquí donde surge el término de velocidad de reacción, que se define como la cantidad de sustancia formada (producto) o consumida

(reactivo) por unidad de tiempo (Brown, L. 1998). Existen muchas cuestiones que tomar en cuenta para el cálculo de velocidad, sin embargo existen algunos factores que destacan ya que tienen una influencia directa con la velocidad, pudiendo aumentar o disminuir dicho valor, como es el caso de la temperatura, la concentración, la naturaleza de los reactivos, el grado de divisibilidad y la presencia de catalizadores en la reacción. La temperatura es un factor determinante, ya que al agregar calor a un sistema, no solo se incrementa el número de colisiones entre las moléculas reaccionantes, sino que también aumenta la energía cinética. Durante las colisiones moleculares, la energía cinética se convierte en energía interna (∆U), lo que aumenta la posibilidad de que se rompan los enlaces y se formen

otros nuevos. Otro factor importante es la concentración, ya que si esta es mayor en los reactivos, la probabilidad de que se den choques efectivos es más grande, no obstante, el aumentar la concentración en algunas reacciones no cambia la velocidad, como en las reacciones de orden cero (Barrow, G. 1975). Algunas sustancias son naturalmente más reactivas que otras, y por lo tanto, ocurren cambios químico más rápidos, por ejemplo, si comparamos la velocidad de reacción entre el sodio y el hierro en agua, se observará que el sodio reacciona casi inmediatamente, ya que es mucho más reactivo que el hierro. Otro aspecto destacable es el grado de divisibilidad o área de la superficie expuesta, ya que entre mayor sea el área, existirá un mayor contacto en los reactivos para reaccionar. Los catalizadores destacan especialmente en el ámbito biológico (enzimas), ya que incrementan la velocidad de reacción de forma exponencial sin intervenir en el proceso, es decir, no actúan como un reactivo más. Los catalizadores pueden ser homogéneos, es decir, estar en el mismo estado de agregación que los reactivos; o heterogéneos, estar en una diferente fase, es por esto que son conocidos como catalizadores de contacto (Usón, R. 1987). OBJETIVOS Analizar los factores que afectan la velocidad en diversas reacciones.  Calcular la velocidad media de una reacción química.  Explicar las diferencias de velocidad de reacción en cada caso.



METODOLOGÍA En esta práctica se realizaron 5 experimentos, cada uno relacionado con un factor de afectan la velocidad de reacción, para después calcular la velocidad de cada reacción.

Experimento 1. Reactividad de ácidos. Se tomaron 4 tubos de ensayo y se agregaron 5 mL de H 2SO4 3 M, HCl 6 M, CH3COOH 6 M y H 3PO4 6 M. Enseguida se cortó una tira de magnesio, de aproximadamente 1 cm y se agregó al tubo con ácido sulfúrico, en ese instante se empezó a tomar el tiempo hasta que la tira de magnesio reaccionara completamente, este procedimiento se repitió con los demás ácidos. Experimento 2. Reactividad de metales. Se tomaron 3 tubos de ensayo y se agregaron 5 mL de HCl 6 M, enseguida se pesó una muestra de cobre, zinc y magnesio para luego agregar al acido, se registró el tiempo que tardaron los 3 metales en reaccionar por completo. Experimento 3. Catalizadores. En un tubo de ensayo se agregaron 2 mL de H2O2, después se agregó 1 g de MnO2 y se registró el tiempo en tardó en finalizar la reacción. Experimento 4. Efecto de la concentración. Se tomaron 4 tubos de ensayos y se agregaron 5 mL de HCl 1 M, 3 M, 4 M y 6M, luego se cortaron 4 tiras de magnesio de aproximadamente 1 cm de longitud, se pesaron y se agregaron a cada uno de los tubos con ácido a diferente concentración, por último se registró el tiempo en que tardó cada tira en reaccionar por completo. Experimento 5. Temperatura. En 3 vasos de precipitado de 250 mL, se agregaron 150 mL de agua, el primer vaso se calentó a 100°C, el segundo vaso se calentó a 50°C y el tercero se mantuvo una temperatura ambiente (25°C), después se agregó una pastilla efervescente de Alka – seltzer, se registró el tiempo en el que la pastilla reaccionó totalmente en cada uno de los 3 vasos.

RESULTADOS Para el cálculo de la velocidad de cada reacción en los siguientes experimentos, se utilizó la ecuación de velocidad media general propuesta por la IUPAC, que establece para una reacción del tipo:

−1 v= 1 v=

v=

−1 ∆ [ A ] −1 ∆ [ B ] 1 ∆ [ C ] 1 ∆ [ D ] = = = b ∆t c ∆t d ∆t a ∆t Ecuación 2.

−1 = 1

∆ [ H 2 SO 4 ] ∆t

1 =1

∆ [ MgSO 4 ] ∆t

1 =1

∆[ ∆

−1 ∆ [ H 2 SO 4 ] −1 [ 2.77− 3] −3 M v =7.65 X 10 v= 1 1 ( 30− 0) s ∆t

b) Mg(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(ac) + H2(g)↑

aA + bB  cC + dD Ecuación 1. La ecuación descrita a continuación.

∆ [ Mg ]

v=

−1 ∆ [ Mg ] −1 ∆ [ HCl ] 1 ∆ [MgCl 2 ] 1 ∆ [ H 2 ] = = = 1 1 1 ∆t ∆t ∆t 2 ∆t

v=

−1 ∆ [ HCl ] −1 [ 5.54 −6 ] −3 M v= v=5.46 X 10 2 ( 42−0 ) 2 ∆t s

c) Mg(s) + 2CH3COOH(ac) (CH3COO)2Mg(ac) + H2(g)↑

Dónde: v: Velocidad media general (M s-1). a: Coeficiente del reactivo/producto. ∆[A]: Diferencia (final – inicial) de la concentración del reactivo/producto (M). ∆t: Diferencia (final – inicial) del tiempo (s). En importante mencionar que la velocidad de reacción puede calcularse con cualquiera de las sustancias que están presentes en la reacción, ya que como se muestra, se cumple la igualdad. Experimento 1. Reactividad de ácidos. En la siguiente tabla se muestra el tiempo que tardo el magnesio en reacción, el cual tuvo una masa de 0.0279 g. Tubo

Ácido

1 2 3 4

H2SO4 HCl CH3COOH H3PO4

Concent. (M) 3 6 6 6

tiempo (s) 30 42 66 88

Tabla 1. Tiempos de reacción entre magnesio y diversos ácidos.

A continuación se muestran las reacciones llevadas a cabo, así como el cálculo de velocidad de reacción. a) Mg(s) + H2SO4(ac)  MgSO4(ac) + H2(g)↑

v= v=

−1 ∆ [ Mg ] −1 ∆ [CH 3 COOH ] 1 ∆ [ ( CH 3COO )2 = = 1 ∆t 1 ∆t 2 ∆t

−1 [ 5.541−6] M −1 ∆ [ CH 3 COOH ] v= v =3.47 X 10−3 ∆t 2 2 ( 66 −0 ) d) 3Mg(s) + 2H3PO4(ac)  Mg3(PO4)2(ac) + H2(g)↑

v= v=

−1 ∆ [ Mg ] −1 ∆ [ H 3 PO 4 ] 1 ∆ [ Mg3 ( PO 4 ) 2 ] = = = 2 3 1 ∆t ∆t ∆t

−1 [ 5.874 −6 ] −1 ∆ [ H 3 PO 4 ] −4 M v= v=9 X 10 2 2 ( 85 −0) ∆t s

VH2SO4 > VHCl > VCH3COOH > VH3PO4 Experimento 2. Reactividad de metales. Los tiempos que se registraron para cada uno de los metales se muestras a continuación. Tubo 1 2 3

Metal Cu Mg Zn

Masa (g) 0.0403 0.0279 0.3414

Tiempo (s) 40 72

Tabla 2. Tiempos de reacción de cobre, magnesio y zinc en ácido clorhídrico 6 M.

A continuación se muestran los cálculos de velocidad para el zinc y el magnesio, en el cobre se omiten ya que no hubo reacción.

Reacción general del magnesio con ácido clorhídrico. Mg(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(ac) + H2(g)↑

a) Cu(s) + HCl(ac)  CuCl(ac) + H2(g)↑ v=

−1 ∆ [Cu ] −1 ∆ [HCl ] 1 ∆ [ CuCl] 1 ∆ [ H 2] = = = 1 1 ∆t 1 1 ∆t ∆t ∆t

v=

a) HCl 1 M.

b) Mg(s) + 2HCl(ac)  MgCl2(ac) + H2(g)↑ v= v=

−1 ∆ [Mg ] −1 ∆ [ HCl] 1 ∆ [MgCl 2 ] 1 ∆ [ H = = = 1 1 1 ∆t ∆t ∆t 2 ∆t −1 ∆ [HCl ] −1 [5.54 −6 ] −3 M v= v=5.74 X 10 2 ( 40−0 ) 2 ∆t s

v=

v=

−1 [3.9 −6 ] M −1 ∆ [HCl ] v= v=0.0145 2 2 ( 72 −0 ) ∆t s

v=

−1 ∆ [ HCl ] −1 [ 2.7 −3 ] −3 M v=2.17 X 10 v= s 2 ( 69 −0 ) 2 ∆t

c) HCl 4 M. v=

−1 [ 3.7 − 4] M −1 ∆ [ HCl ] v= v=4.16 X 10−3 2 2 s ∆t ( 36− 0 )

d) HCl 6 M.

Experimento 3. Catalizadores. A continuación se muestra la reacción de catálisis que se realizó.

−1 [ 0.7 −1 ] M −1 ∆ [ HCl ] v= v=1.64 X 10−3 2 2 ( 91 −0 ) s ∆t

b) HCl 3 M.

c) Zn(s) + 2HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g)↑ −1 ∆ [Zn ] −1 ∆ [ HCl ] 1 ∆ [ ZnCl 2] 1 ∆ [ H 2 = = = v= 2 1 ∆t 1 1 ∆t ∆t ∆t

−1 ∆ [ Mg ] −1 ∆ [ HCl ] 1 ∆ [MgCl 2 ] 1 ∆ [ H 2 ] = = = 1 1 1 ∆t ∆t ∆t 2 ∆t

v=

−1 ∆ [ HCl ] −1 [ 5.7 −6 ] −3 M v=9.36 X 10 v= s 2 ( 16 −0 ) 2 ∆t

Experimento 5. Temperatura. H2O2(l)

H2O(l) + O2(g)

Sin embargo, no se logró determinar la velocidad de reacción debido a que la reacción continúo por más de 25 minutos. Experimento 4. Efecto de la concentración. En la Tabla 3 se muestran el tiempo que tardó en reaccionar la tira de magnesio en ácido clorhídrico a diferente concentración. Tubo 1 2 3 4

Concentración (M) 1 3 4 6

Tiempo (s) 91 69 36 16

Tabla 3. Tiempos de reacción del magnesio en ácido clorhídrico 1 M, 3 M, 4 M y 6 M.

En la siguiente tabla se muestran los tiempos que tardó la pastilla de Alka – seltzer en reaccionar, a diferente temperatura.

1 2

Temperatura (°C) 25 50

Masa (g) 3.29 3.30

Tiempo (min) 5:57 3:24

3

100

3.28

1:15

Vaso

Tabla 3. Tiempos de reacción de Alka – seltzer en agua a diferentes temperaturas.

ANÁLISIS DE RESULTADOS Al comparar las velocidades de reacción del experimento 1, el ácido que tuvo la velocidad mayor fue el sulfúrico, ya que es un ácido fuerte, no obstante, algo importante que mencionar, es que el ácido sulfúrico estaba a la mitad de concentración, ya que tenía una concentración de 3 M, y aun así logró disolver con mayor velocidad a la tira de magnesio. En segundo lugar estuvo el ácido clorhídrico, puesto que también es un ácido fuerte, sin embargo, a pesar de que el ácido clorhídrico tiene un carácter ligeramente más acido que el sulfúrico, la diferencia de velocidad fue de 2.19x10-3 M s-1, variación poco significativa. En el caso del ácido acético y fosfórico, tardaron más en reaccionar ya que son ácidos débiles, siendo el fosfórico más débil que el acético, es por esto que el ácido fosfórico tuvo la velocidad más baja de los 4 ácidos. En el experimento 2, el único elemento que no reaccionó fue el cobre, ya que no es lo suficientemente reactivo para desplazar al átomo de hidrógeno del ácido clorhídrico, por lo tanto esta reacción no es posible sin la presencia un catalizador, como el peróxido de hidrogeno. En el caso del zinc y el magnesio, a pesar de que la reacción del zinc fue más larga, con una duración de 72 segundos, obtuvo una velocidad de reacción mucho mayor que la del magnesio, con una diferencia de 8.76x10-3 M s-1, esto debido a que el zinc es más reactivo que el magnesio. La reacción del experimento 3, donde se observó que la reacción se estaba llevando a cabo en una muy pequeña proporción, el añadir el catalizador no cambio mucho la velocidad, lo cual es alarmante ya que esta reacción es casi instantánea, sin embargo, una causa muy probable pudo ser la pureza del reactivo, además de que el catalizador utilizado era de color gris, siendo que el dióxido de manganeso es color negro.

En el cuarto experimento el efecto de la concentración se hizo evidente, al obtener una mayor velocidad en el ácido clorhídrico más concentrado (6 M), el segundo lugar lo ocupó el ácido 4 M, luego 3 M y por último 1 M. Para el último experimento, el factor de la temperatura tuvo gran impacto en la velocidad de la reacción, al disminuir el tiempo casi 5 veces en el vaso con agua a 100°C en comparación al de 25°C. CONCLUSIÓN El estudio de los factores que afectan la velocidad de una reacción es muy importante ya que contribuyen a llevar acabo reacciones con mayor velocidad para distintos propósitos. En esta práctica se comprobó que factores como la temperatura y la concentración tienen un impacto directo en la cinética de una reacción. En el caso de la reactividad de ácidos y elementos metálicos, se observó que es importante el considerar si se trata de un ácido fuerte o débil, o de un metal poco o muy reactivo, ya que puede ser la causa de que una reacción demore mucho tiempo o que no se lleve a cabo, como en el caso del cobre. La presencia de catalizadores tiene un gran impacto en muchas reacciones, ya sea en el ámbito biológico, orgánico, inorgánico, analítico, etc. En esta práctica no fue posible el apreciar el efecto catalizador (MnO2) ya que apenas y reacciono el peróxido. Se logró el calcular la velocidad de las reacciones mediante la ecuación de velocidad media general de la IUPAC, la cual es muy útil para calcular velocidades desde un punto superficial, ya que sólo toma en cuenta los cambios de concentración y tiempo, ignorando otros parámetros como la temperatura, energía de activación o factor de frecuencia, que se incluyen en la ecuación de velocidad y ecuación de Arrhenius. BIBLIOGRAFÍA

Brown, L. (1998). Química, la ciencia central. D. F., México: Editorial Pearson educación. p. 830 – 836. Jaramillo, S. (2004). Química. Sevilla, España: Editorial MAD. p. 163 – 166. Barrow, G. (1975). Química general. Madrid, España: Editorial Reverté S. A. p. 761 – 763. Usón, R. (1987). Química. Barcelona, España: Editorial Reverté S. A. p. 131 – 135....