CINETICA QUIMICA

RESUMEN

La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de

las reaccione, así como de los mecanismos de las mismas.

Es muy importante resaltar que la cinética química es hoy por hoy un estudio puramente

empírico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química

cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por

aproximación la velocidad de una reacción química. Por lo que la velocidad de cada

reacción.

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LABORATORIO Nº 4

INTRODUCCIÓN

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.

La experiencia nos dice que hay reacciones más rápidas que otras, debido a este

fenómeno, debemos comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad.

Por ejemplo: Que determina la rapidez con que se oxida el acero?,. Que determina la

rapidez con que se quema el combustible de un motor de un automóvil?.

El área de la química que estudia la velocidad o rapidez con que ocurren las reacciones

químicas se denomina cinética química.

La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones

químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con

propiedades diferentes.

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LABORATORIO Nº 4

MARCO TEÓRICO

1. CINÉTICA QUÍMICA

La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o

velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de

reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.

Es muy importante resaltar que la cinética química es hoy por hoy un estudio

puramente empírico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de

conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes

para predecir ni siquiera por aproximación la velocidad de una reacción química.

Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente

2. VELOCIDAD DE REACCIÓN

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, o 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 (mol/l)/s es decir moles/(l·s). La velocidad media

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4de aparición del producto en una reacción está dada por la variación de la

concentración de una especie química con el tiempo:

La velocidad de aparición del producto es igual a la velocidad de desaparición del

reactivo. De este modo, para una reacción química hipotética:

la velocidad de reacción se define como:

r = k[A]a[B]b

(las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente

cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes

denotan la concentración de cada una de las especies; "r" denota la velocidad de

reacción y "k" es la constante de velocidad. La velocidad de las reacciones químicas

abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en

menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la

corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de

años

3. LEY DE VELOCIDAD:

Si se cambian dos concentraciones iniciales de reactivos a temperatura constante, la

velocidad varía. A partir de determinaciones de los cambios de velocidad al variar

las concentraciones, puede obtenerse la expresión de la ley de velocidad.

Velocidad=k[A]x[B]y[C]z…….

Donde:

K : constante de velocidad específica o constante de velocidad.

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LABORATORIO Nº 4

x,y, z,k : Solo pueden determinarse experimentalmente.

x : Orden de la reacción con respecto a A.

y : Orden de la reacción con respecto a B.

z : Orden de la reacción con respecto a C.

x+y+z = orden total de la reacción.

4. DETERMINACIÓN DE LA LEY DE LA VELOCIDAD

Podemos determinar la ley de rapidez de reacción por un experimento donde se mida

el cambio en concentración de una especie como función de tiempo. Si la especie es

un reactivo (R), la concentración del mismo disminuye con el tiempo y si la especie

es un producto (P), la concentración aumenta con el tiempo.

Podemos también determinar la rapidez de la reacción en un tiempo dado de la

pendiente de la tangente de la curva de concentración contra tiempo.

5. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la

concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la

superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

6. TEMPERATURA

Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al

aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía

cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con

más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético

frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación

linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de

Arrhenius K = Aexp( − EA / RT) donde K es la constante de la velocidad, A es

el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la

temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de

velocidad es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la

hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de

la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple

despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el

valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados

centígrados.

7. AGITACIÓN

La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las

sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la

superficie de contacto entre ellos.

8. LUZ

Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la

combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo

tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva:

H2 + Cl2 2.HCl

Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del

agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la

descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes

que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, el peróxido de hidrógeno:

2.H2O2 + luz 2.H2O + O2 (g) (rápida)

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 49. CONCENTRACIÓN

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles

por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.

Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:

A + B C + D (6)

La velocidad de la reacción es:

V = [A].[B] (7)

En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que

si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la

reacción se duplica:

V* =2.[A].[B] (8)

Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas

aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de las

sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de

choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción

10. ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es

menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor,

la velocidad es mayor.

Al encontrarse los reactantes en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a

analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades

de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la

velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan

la cinética del proceso.

No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte,

pero también son muy importantes la difusividad del reactante en el medio, y su

solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactante, y viene

determinada por el equilibrio entre las fases.

11. PRESENCIA DE UN CATALIZADOR

Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla, además

mejoran la selectividad del proceso, reduciendo la obtención de productos no

deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de

reacción, empleando pasos elementales con menor energía de activación.

Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los

reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno)

y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la

malla de platino en las reacciones de hidrogenación).

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas,

en este caso se suelen conocer como inhibidores.

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LABORATORIO Nº 4

PARTE EXPERIMENTAL

1. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

(1) Para HCl P = 1,19 gl ml.

Hallando molaridad

M = 12 mol/ml

1.1) HCl a 1M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 8,33 ml

1.2) HCl a 2M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 16,67 ml

1.3) HCl a 3M

Mi x Vi = Mf x Vf

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LABORATORIO Nº 4 Vi = 25 ml

1.4) HCl a 6M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 50 ml

(2) Para H2SO4 f = 1,840 g/ml

98 g ______________ 1 mol

1840 g ______________ x moles

X = 18,77 moles/ml

2.1) H2SO4 a 3M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 3,99 ml 21 ml

2.2) H2SO4 a 6M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 7,99 ml 17,01 ml

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LABORATORIO Nº 4

(3) Para H3PO4 P = 1,71 g/ml

98 g _____________ 1 mol

1710 g _____________ X moles

X = 17,45 moles/ml

3.1) H3PO4 a 3M

Mi x Vi = Mf x Vf

Vi = 8,56 ml 16,44

(4) Salida: KMnO4

= 158g

158 g ------- 1000 ml ---- 1M

X ------- 1000 ml ---- 0,5M

X = 79 g

79 g ------- 1000 ml ---- 0,5M

Y ------- 100 ml ---- 0,5M

Y = 7,9 g

(5) Sólido Na2S2O3 ---- 0,25 M

= 158g

158 g ------- 1000 ml ---- 1M

X ------- 1000 ml ---- 0,25M

X = 29,5 g

39,5 g ------- 1000 ml ---- 0,25 M

Y ------- 100 ml ---- 0,25M

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LABORATORIO Nº 4Y = 3,95 g y =100 ml

(6) Sólido H2C2O4 ---- 0,33 M

= 126,07

126,07 g ------- 1000 ml ---- 1M

X g ------- 1000 ml ---- 0,33M

X = 41,6 g

41,6 g ------- 1000 ml ---- 0,5M

Y ------- 100 ml ---- 0,5M

Y = 4,16 g y =100 ml

2. MATERIALES:

05 tubos de ensayo de 25 x 200mm

Tubo de seguridad

Mechero Bunsen

Probeta de 100 mL.

Matraz de 250 mL.

Tubos (codo)

Probeta de 50 mL.

Manguera y bandeja.

Soportes con abrazaderas.

Tapón de jebe bi-horadado.

05 vasos de 100 mL.

01 Cronómetro

01 termómetro

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LABORATORIO Nº 4

REACTIVOS:

H2SO4 3M

HCl 6M

HCl 3M

HCl 2M

HCl 1M

KMnO4 0,5M

H2C2O4 0,33M

Cinta de Mg

Pb

Cu

Na2S2O3 0,25M

H3PO4 6M

Agua destilada

PRUEBA Nº 1:

1. EFECTO DE LA NATURALEZA DE LOS REACTIVOS:

1.1 Con Magnesio

Medimos 3 ml. de HCl (1M); HCl (6M);H2SO4 (3M); H3PO4 (6M); en una

probeta, luego vaciamos los contenidos en un tubo de ensayo

respectivamente. Una vez ya las soluciones en los tubos de ensayo le

añadimos una tira de aproximadamente 0,5 cm. de cinta de Mg. a cada una,

registrando el tiempo de reacción.

Reacción Tiempo Velocidad=

H2SO4 + Mg Mg (SO4) + H2 27 seg. 0,1111

HCl + Mg Mg Cl2 + H2 140 seg. 0,0071

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LABORATORIO Nº 4HCl + Mg Mg Cl2 + H2 7 seg. 0,8571

H3PO4 + Mg Mg (PO4) + H2 138 seg. 0,0435

1.2 Con dos metales:

Colocar aproximadamente 1 mL de HCl 6M en 2 tubos de 25 x 200 mm,

adicionar 1 tira de Zn al primero y una tira de Pb al segundo. Mida el

tiempo de reacción. Observe las velocidades y registre los datos.

Listar losados metales ordenados de acuerdo a la disminución de la

velocidad de reacción en HCl 6M.

Metal Velocidad = Concentración /Tiempo

1) 0,9g de Zn V = 6M/300 seg. = 0,02

2) 0,8 g de Pb V = 6M/ 600 seg.= 0,04

CUESTIONARIO Nº 1

1. ¿Qué conclusiones puede determinar acerca de la reactividad de los

cuatro ácidos?

El HCl (6M) es un ácido más fuerte a comparación del H3PO4

(6M), es por eso que la reacción se da en menor tiempo ya que

ambos tienen la misma concentración.

2. ¿Qué conclusiones puede determinar acerca de la reactividad de los dos

metales?

Para Zn Para Pb

Si sumergimos el Zn en una solución

de HCl a 6M nos percatamos que en 5

minutos se reduce (0,9 g) de su peso

inicial.

Si sumergimos el Pb en una solución

de HCl a 6M nos percatamos que en

10 minutos se reduce (0,8 g) de su

peso inicial.

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4En conclusión el Zn es más reactivo que el Pb en una solución

de HCl en 6M.

2. EFECTO DE LA TEMPERATURA CON EL TIEMPO:

2.1 Primera experiencia:

En un tubo, colocar 2 ml de KMnO4 0,5 M, 2 ml de H2SO4 3M y 12 ml de

H2O2.

La reacción es:

2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 2 H2O2 K2SO4 + 1 O2 + 5 H2O

2.2 Segunda experiencia:

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QUÍMICA GENERAL II

LABORATORIO Nº 4Verter en 3 tubos de ensayo 2 ml de H2C2O4 0,33M; 2ml KMnO4 0,5M; 2

ml de H2SO4 3M, respectivamente, para luego mezclar las tres solucionas

en ese orden, registrar la temperatura de la mezcla de la reacción y el

tiempo requerido para que el color violeta del ión permanganato

desaparezca.

La reacción es:

5H2C2O4(ac) + 2 KMn4(ac) + 3 H2SO4(ac)

10CO2(gas) + 2MnSO4(ac) + 8H2O(ac) + K2SO4(ac)

2.2.1 A 40 ºC

Repetir la experiencia anterior, pero la temperatura de las

soluciones debe ser 40ºC antes de mezclarse, para alcanzar dicha

temperatura se colocaron las soluciones en baño maría.

2.2.2 A 80ºC

Repetir la experiencia anterior, pero la temperatura de las

soluciones debe ser 80ºC antes de mezclarse, para alcanzar dicha

temperatura se colocaron las soluciones en baño maría.

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LABORATORIO Nº 4

Temperatura Tiempo para perder el color

A temperatura ambiente (13ºC) 16,12 seg.

A 40ºC 11,0 seg.

A 80ºC 0,3 seg.

3. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN CON EL TIEMPO

Se prepara la solución A: Na2S2O3(ac) 0,25M, y la solución B: HCl(ac) 1M Medir en

una probeta 50 ml de solución A y verterla en el Erlenmeyer.

Lavar la probeta y medir 5 ml de solución A y verterla en el Erlenmeyer.

Lavar la probeta y medir 5 ml de solución B, verterla en un tubo de prueba y

marcar el volumen alcanzado por éste.

Añadir la solución contenida en el tubo de prueba al Erlenmeyer que contiene la

solución A. poner en funcionamiento el cronómetro. Agitar el matraz para

facilitar la mezcla de ambas soluciones, e inmediatamente colócalo sobre la hoja

de papel con el aspa.

La ecuación es:

Na2S2O3(ac) + 2HCl(ac) S(s) + SO2(g) + 2Na Cl(ac) + H2O(1)

Nº de prueba Volumen(ml Na2S2O3)

Volumen(ml de HCl)

Tiempo (s)

Primero 50 5 20 seg.

Segundo 40 5 16 seg.

Tercero 30 5 13 seg.

Cuarto 20 5 8 seg.

Quinto 10 5 6 seg.

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LABORATORIO Nº 4

CUESTIONARIO Nº 2:

1) ¿Cuántos ml de ácido concentrado q.p. (informar de sus propiedades: p

(g/ml), % p/p, M {mol/L} y otros que requiera en el almacén de la facultad)

se requieren para preparar 500 ml de los reactivos con las concentraciones

indicadas para los experimentos?

H2SO4 3 M, HCl 6M, HCl 3 M, HCl 2 M, HCl 1 M

H2SO4

98 g ------------- 1 md1840 g ------------- X moles X = 18,78 molesV1 M1 = M2 V2 V1 (18,78) = 3M (500 ml)V1 = 79,87 de H2SO4

420,13 de H2O

500 ml

HCl 6M

% Peso: 37,7 P = 1,19 Ko

M1 V1 = M2 V2

2(12) V1 = (6) (500)V1 = 250 ml.

HCl 2MM1 V1 = M2 V2

12 . V1 = (2) (500)V1 = 83,3

HCl 1MM1 V1 = M2 V2

12 . V1 = (1) (500)V1 = 41,67

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LABORATORIO Nº 4

2) ¿Cuántos g de cada uno de los siguientes reactivos se deben pesar para

preparar 500 ml de solución de KMnO4 0,5 M, H2C2O4 0,33 M, Na2S2O3

0,25 M?

a) Para KMnO4 – 0,5M

158 ---------------- 1000 ml – 1MXg ---------------- 1000 ml – 0,5MX = 79

79 ---------------- 1000 ml – 0,5MXg ---------------- 500 ml – 0,5 MXg = 3,5g KMnO4

b) Para H2C2O4 – 0,33 M

90g ---------------- 1000 ml – 1MXg ---------------- 1000 ml – 0,33 MX = 29,7

29,7 ---------------- 1000 ml – 0,33 MXg ---------------- 500 ml - ,33 MX = 14,85g H2C2O4

c) Para Na2S2O3 – 0,25M

158 g ------------ 1000 ml – 1MXg ------------- 1000 ml – 0,25 MX = 39,5

39,5 -------------- 1000 ml – 0,25 MXg -------------- 500 ml – 0,25 MX = 19,75g Na2S2O3

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LABORATORIO Nº 4

CONCLUSIONES

Se determino la velocidad de reacción:

Para efecto de naturaleza:

V1= 0,1111

V2 =0,0071

V3 = 0,8571

V4 = 0,0435

Para efecto de temperatura:

13º 16,12 seg.

40º 11,0 seg.

80º 0,3 seg.

En esta practica nos pudimos dar cuenta de que al cambiar los

diferentes factores que intervienen en una reacción química

como los catalizadores o la temperatura , concentración y

superficie de contacto se puede acelerar o reducir la velocidad

de una reacción, así que se lograron los objetivos establecidos

en la practica con un aprendizaje muy favorable para nuestra

formación

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LABORATORIO Nº 4

RECOMENDACIONES

Tener cuidado con las soluciones concentradas.

Medir exactamente los volúmenes perdidos.

Estar atentos al tiempo tomado por las reacciones.

Controlar bien la temperatura.

Lavar bien los utensilios después de cada reacción para poder

empezar otra sin el riesgo de poder mezclarse.

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LABORATORIO Nº 4

REFERENCIA BIBLIOGRAFICA

Referencia en Internet

http://usuarios.lycos.es/armandotareas/quimica/equilibrioquimico.pdf

http://www.sinorg.uji.es/Docencia/FUNDQI/tema3.pdf

http://www.uia.mx/campus/publicaciones/quimanal/pdf/4equilibrioquimico.pdf

Textos

CHANG, Raymond: “Química” 6ª Edición. Edit. Mc Graw Hill. Mexico.

WHITTEN-GAILEY-DAVIS: “Química General” 5ª Edición. Edit. Mc Graw Hill

Iberoamericano de México.

BROW LEMAY BURSTEN: “Química: La Ciencia Central”. 7ª Edición. Edit.

Prentice may Hispánica S.A. México.

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