Técnicas de Laboratorio

Velocidad de reacción

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Velocidad de reacción

Objetivo: Determinar la concentración de una disolución problema usando otra de concentración conocida.

Teoría y definiciones

Junto

Para que un proceso químico sea observable es preciso que se lleve a efecto con cierta rapidez. Así, por ejemplo, a pesar de los elevados porcentajes de oxígeno y nitrógeno existentes en la composición del aire, la reacción:

N2 + O2 ® 2NO

tiene lugar con tal lentitud, que es prácticamente inobservable. En ocasiones, por el contrario, una reacción puede verificarse con tal rapidez que se convierta en explosiva. La combustión del hidrógeno constituye un ejemplo típico de este tipo de reacciones.

Una reacción química cuyo ritmo de transformación sea lento, no suele tener ningún interés en la industria química, ya que, por lo general, lo que se busca con la reacción es la obtención de un determinado producto en cantidades apreciables. Lo anterior pone de manifiesto la necesidad de conocer la rapidez con la que los reactivos se transforman en productos en una reacción química, es decir, su velocidad. La parte de la química que se preocupa del estudio de la evolución de las reacciones químicas, de su velocidad y de la influencia de los diferentes factores que pueden afectarla recibe el nombre de cinética química.

Velocidad de reacción

Se define la velocidad v de una reacción, como la cantidad de reactivo que se consume, o la de producto que se forma, por unidad de volumen en la unidad de tiempo.

Dado que la cantidad de sustancia por unidad de volumen en una disolución, se denomina concentración, y teniendo en cuenta que, por lo general, tanto los reactivos como los productos se hallan en disolución, ya sea líquida, sólida o gaseosa, la velocidad de reacción representa la variación de concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción por unidad de tiempo.

Para una reacción del tipo:

A + B -> C + D

donde A y B representan los reactivos y C y D los productos, la velocidad se puede expresar, recurriendo a la notación de incrementos, en la forma:

v = [C]/ t

y se mide en mol/l · s.

Recordando el significado de /t como la rapidez con laque varía algo, la anterior expresión indica que v es, en efecto, la rapidez con la que varía (aumenta) la concentración ([ ]) del producto C con el tiempo. Junto con la anterior, son expresiones equivalentes de la velocidad:

v = -[A]/ t = -[B]/ t = [D]/ t

dado que, si la masa se mantiene constante, la velocidad con la que aparecen los productos tiene que ser igual a la velocidad con la que desaparecen los reactivos. El signo negativo se introduce para compensar el que corresponde a la disminución de la concentración de los reactivos; de este modo, el valor de la velocidad resulta igual y positivo cualquiera que sea la sustancia A, B, C o D elegida.

La determinación de la velocidad de reacción

En general, la velocidad de una reacción varía con el tiempo, pues al principio la concentración de los reactivos es elevada, pero a medida que la reacción progresa, dicha concentración disminuye y con ella la velocidad del proceso.

La determinación experimental de la velocidad de reacción en un momento dado, puede hacerse a partir de la gráfica que representa la variación con el tiempo de la concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen. El cálculo de la pendiente permite estimar la velocidad.

Factores que modifican la velocidad de una reacción

Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se llevan a efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Sólo cuando dicho choque es suficientemente violento se romperán las moléculas y se producirá la reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas ideas básicas constituye la llamada teoría de colisiones. Nos apoyaremos, en lo que sigue, en esta interpretación de las reacciones químicas para describir cómo intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción.

Efecto de la concentración

Por la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los reactivos presentes en un mismo volumen más fácilmente podrán colisionar. Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química.

Efecto de la temperatura

De acuerdo con la teoría cinético-molecular de la materia, las moléculas constituyentes de cualquier tipo de sustancia se hallan en continua agitación vibrando o desplazándose con una energía cinética que es directamente proporcional a la temperatura absoluta T a la que se encuentre dicha sustancia. Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción aumenta bastante rápidamente con la temperatura.

Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que los choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos individuales se traduce en que una mayor cantidad de reactivos se transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta notablemente.

Efecto del catalizador

Se entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la velocidad de una reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso. El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez de aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la energía de activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente. El catalizador se combina con alguno de los réactivos, dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo ser nuevamente empleado.

Efecto del grado de división

Cuando el sistema está constituido por reactivos en distinto estado físico, como sólido y líquido por ejemplo, el grado de división del reactivo sólido influye notablemente en la velocidad de la reacción. Ello es debido a que, por verificarse la reacción a nivel de la superficie del sólido, cuanto más finamente dividido se encuentre éste, tanto mayor será el número de moléculas expuestas al choque y, por consiguiente, el número de choques eficaces aumentará.

Ley de velocidad y orden de una reacción

La velocidad de una reacción química depende de la cantidad disponible de reactivos, o más exactamente, de su concentración. Así, para una reacción del tipo:

R1 + R2 ® productos

la ecuación que relaciona la velocidad del proceso con la concentración de los reactivos se puede obtener experimentalmente, y se escribe en forma genérica como:

v = k [R1]n1 [R2]n2

donde k es una constante y n1 y n2 sendos coeficientes numéricos. Esta ecuación constituye la llamada ley de velocidad.

La constante de proporcionalidad k se denomina constante de velocidad y su dependencia con la temperatura fue establecida por Arrhenius en su ya famosa ley. El exponente n1 recibe el nombre de orden de la reacción respecto del reactivo R1 y el exponente n2 respecto del reactivo R2. El orden total viene dado por la suma de ambos (n1 + n2).

Los órdenes n1 y n2 no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción ajustada y su determinación se efectua de forma experimental. Para ello se estudia cómo varía la velocidad de la reacción con la concentración del reactivo considerada, y a partir de los datos obtenidos se construye la gráfica correspondiente, y se determina su ecuación empírica; esta ecuación será del tipo v = k[R]n, siendo el n resultante el orden parcial de la reacción respecto del reactivo R.

Materiales/ productos necesarios y método operatorio

Antes de realizar nuestro experimento de termoquímica debemos tener a mano los instrumentos sigientes:

Materiales
1	Erlenmeyer
1	Vaso de precipitado de 100 ml
1	Tubo de ensayo
1	Varillas de vidrio
1	Papel de filtro
1	Cronómetro

Productos

Ácido clorhídrico

Tiosulfato de sodio

Agua destilada

Realizar los calculos para preparar 500 ml de disolución de tiosulfato de sodio 0,25M, a partir del producto comercial.

Realizar los cálculos para preparar 100ml de disolución de ácido clorhídrico 2M, a partir del producto comercial.

ÁCIDO CLORHÍDRICO => HCl

AGUA DESTILADA => H2O

TIOSULFATO DE SODIO => SO2 + H 2O = H2SO3 => Na2SO3 + S = NA2S2O3

500ML=0,5L

0,25M

MOLARIDAD = GRAMOS/(VOLUMEN(l) x MASA MOLECULAR

M =G/(0,5 x 157,98) => 19,74 GRAMOS DE Na2S2O3

VOLUMEN = 0,1L

2M

M = GR/(V x Mm)

2 = G/(0,1 x 36,5) => 7,3 GRAMOS DE HCl

% PUREZA = (CANTIDAD PURA/ CANTIDAD COMERCIAL) x 100

37 = (7,3 x 100)/C.C. => CANTIDAD COMERCIAL = 19,7

DENSIDAD = MASA/VOLUMEN

1,18 = 19,7/V => 0,0166L

LOS DATOS MARCADOS EN AZUL SON DADOS POR EL PROFESOR

primer experimento

En un trozo de papel de filtro 10 x 10 marca una cruz negra que abarque el fondo del erlenmeyer. Colocarlo debajo del erlenmeyer.

Colocar dentro del erlenmeyer 50ml de tiosulfato de sodio 0,25M. Luego añade 6ml de ácido clorhídrico 2M. Medir el tiempo qe tarda en desaparecer la cruz de tu vista (mirando desde la parte superior del erlenmeyer).

MEDIMOS CON EXACTITUD (UTILIZANDO UN VIDRIO DE RELOJ, UNA ESPÁTULA Y UNA BALANZA) EL TIOSULFATO DE SODIO. PRIMERO MEDIMOS EL PESO DEL VIDRIO PARA QUE NO INTERFIERA EN EL PESO EXACTO DEL PRODUCTO (COGEMOS 19,7).

CON UN VASO DE 100ML HAREMOS UNA DISOLUCIÓN CON AGUA DESTILADA (50ML) Y EL TIOSULFATO. EN EL PROCESO DE DISOLUCIÓN OBSERVAMOS UN NOTABLE DESCENSO EN LA TEMPERATURA, ESTO SE DEBE A UNA REACCION ENDOTÉRMICA (SE ABSORBE EL CALOR)

EN UN MATRAZ ( EN EL QUE HEMOS DEJADO UN POCO DE AGUA DESTILADA) AÑADIMOS LA DISOLUCIÓN, RELLENÁNDOLO CON AGUA HASTA LOS 500ML. A PARTIR DE LA DISOLUCIÓN SE COGERAN FRACCIONES PARA REALIZAR LOS EXPERIMENTOS.

EN UN VASO DE 100ML SE AÑADE ÁCIDO CLORHÍDRICO SUFICIENTE PARA PODER RECOGER CON UNA PIPETA 6ML DE DICHO PRODUCTO (EL ÁCIDO YA HA SIDO ELABORADO POR EL PROFESOR)

RECORTAMOS UN PAPEL DE FILTRO 10x10 DIBUJANDO UNA CRUZ QUE ABARQUE EL FONDO DEL ERLENMEYER

CUANDO TENGAMOS A MANO EL ERLENMEYER CON LA CRUZ POR DEBAJO DE ÉSTE, Y UN CRONÓMETRO, PODREMOS REALIZAR LA MEZCLA DEL TIOSULFATO CON EL ÁCIDO. A PARTIR DEL MOMENTO EN QUE LOS PRODUCTOS ENTREN EN CONTACTO ENTRE SÍ COMENZAREMOS A CONTAR EL TIEMPO NECESARIO PARA QUE SU RESULTADO SEA ESPESO (SE PARA EL CRONOMETRO EN EL SEGUNDO Q SE DEJE DE VER LA CUZ DENTRO DEL ERLENMEYER).

EN EL PROCESO DE REACCIÓN EL NUEVO PRODUCTO OBTIENE UN COLOR AMARILLO. EN LOS DEMÁS SE REALIZA EXACTAMENTE EL MISMO PROCEDIMIENTO PERO ESTA VEZ AÑADIENDO ADEMÁS AGUA DESTILADA.

Realizar la misma experiencia con las siguientes cantidades:

M = GRAMOS SOLUTO/(MASA MOLECULAR X VOLUMEN

0.25 = G/(158.1 X 0.04) ; GRAMOS = 1.581

M = 1.581/(158.1 X 0.05) ; M = 0.20

0.25 = G/(158.1 X 0.03) ; GRAMOS = 1.185

M = 1.185/(158.1 X 0.05) ; M = 0.15

0.25 = G/(158.1 X 0.02) ; GRAMOS = 0.790

M = 0.790/(158.1 X 0.05) ; M = 0.1

0.25 = G/(158.1 X 0.01) ; GRAMOS = 0.39

M = 0.39/(158.1 X 0.05) ; M = 0.05

V(ml) Na2 S2 O3 0,25M	50	40	30	20	10
V(ml) de H2 O	0	10	20	30	40
Concentración de Na2 S2 O3	0,25	0,20	0,15	0,10	0,05
V(ml) de HCL 2M	6	6	6	6	6
Tiempo (s)	34,91	42,09	60,09	80,53	244,07

Representar gráficamente la concentración de NaSO frente al tiempo (papel milimetrado).

Segundo experimento

Calentar la disolución en un baño de agua y repetirlo a 30ºC y a 40ºC con la primera de las cantidades y comenta los resultados.

TUVIMOS QUE REPETIR DOS VECES ESTE SEGUNDO EXPERIMENTO DEBIDO A QUE LA DISOLUCIÓN DEL TIOSULFATO DE SODIO SE HABÍA DETERIORADO EN LAS ÚLTIMAS DOS SEMANAS.

SE VOLVIÓ A REALIZAR DICHA DISOLUCIÓN PERO ESTA VEZ CON UN MATRAZ DE 100ML YA QUE NO NECESITAMOS MUCHO DE ESTE PRODUCTO. SEGUIMOS LOS MISMOS PASOS EN EL PROCEDIMIENTO DE LA PRIMERA DISOLUCIÓN PERO ESTA VEZ CON DATOS DISTINTOS (EN VEZ DE 19.74 UTILIZAMOS SU QUINTA PARTE, ES DECIR, 3.94 GR).

A PARTIR DEL MOMENTO EN QUE HALLAMOS REUNIDO EL MATERIAL, ADEMÁS DE LOS 50ML DE TIOSULFATO Y LOS 6ML DE ÁCIDO, COGEMEROS 400ML EN UN VASO DE PRECIPITADO DE 500ML Y LO CALENTAREMOS A 40 Y 45ºC RESPECTIVAMENTE.

DEPOSITAMOS EL AGUA HERVIDA A 40ºC EN UN BAÑO DE AGUA (POR DEBAJO ESTÁ LA CRUZ), LUEGO METEMOS UN ERLENMEYER EN SU INTERIOR Y UN MIEMBRO DEL EQUIPO LO AGUANTARÁ HASTA QUE EL INTERIOR DEL ERLENMEYER MARQUE LOS 32ºC (SE SABE GRACIAS AL TERMÓMETRO QUE ESTÁ DENTRO DE ÉSTE), DONDE UNO MEZCLARÁ LAS DOS SUSTANCIAS MIENTRAS OTRO CRONOMETRARÁ EL TIEMPO QUE TARDA EN DESAPARECER LA CRUZ DE LA VISTA.

TIEMPO: 17.36 SEGUNDOS

REALIZAMOS EXACTAMENTE EL MISMO PROCEDIMIENTO QUE EL ANTERIOR PERO ESTA VEZ EL TERMÓMETRO DEBERÁ SEÑALAR LOS 30ºC

TIEMPO : 22.57 SEGUNDOS

resultados

Comparar los valores obtenidos para distintas concentraciones.

Comparar ¿cómo varía la velocidad con la temperatura?

Ya sea por la disminución de volumen de la disolución de Na2S2O3 y/o por el añadido de agua destilada, y tomando como base los resultados obtenidos durante el primer experimento, se puede observar cómo var progresando el periodo de tiempo que necesita nuestra mezcla de ácido clorhídrico y tiosulfato de sodio para que dicha fusión omite la cruz.

La ley semiempírica propuesta por Arrhenius describe la variación con la velocidad de una reacción química. Esta ley se basa en dos hechos fundamentales:

En primer lugar, para que transcurra una reacción química, es necesario que la energía de las moléculas de los reactivos que entran en colisión supere un cierto umbral (llamado energía de activación Ea).

En segundo lugar, a una cierta temperatura T la probabilidad de que una molécula tenga una determinada energía E es proporcional a la exponencial negativa del cociente entre E y la energía térmica a temperatura T.

Por ello, propuso que la constante de velocidad de una reacción gaseosa puede escribirse como: k=A exp(-Ea/RT).

donde R es la constante universal de los gases y A es una constante. En general, aunque aproximada, esta ecuación es muy útil para predecir la dependencia con la temperatura de la velocidad de una reacción gaseosa.

La velocidad de casi todas las reacciónes químicas aumenta, en general, con la temperatura.

K = Ae-E/(RT)

Donde A es el factor de frecuencia y E la energía de activación.

Información adicional: SVANTE AUGUST ARRHENIUS

Químico y físico sueco. Hijo de un administrador de fincas y descendiente de una estirpe de granjeros, en 1876 ingresó en la universidad de Uppsala con la intención de estudiar química, pero su descontento con la enseñanza recibida le hizo orientarse hacia la física. En 1881 pasó a Estocolmo, donde estudió las soluciones y los electrólitos bajo la dirección de E. Edlund; en 1883 presentó ante la Academia de ciencias Sueca el resultado de sus trabajos sobre la conductividad eléctrica de las soluciones diluidas de electrólitos, con la intención de conseguir una plaza como investigador, pero la memoria, pese a contener en germen su concepto de la disociación electrolítica, no despertó un interés particular entre sus compatriotas, aunque sí captó la atención de otros químicos europeos, como W.F. Ostwald y J.H. van't Hoff. Con ellos, así como con otros como F.W.G. Kohlrausch y L. Boltzmann, trabajó Arrhenius. En un principio, los planteamientos de Arrhenius no despertaron muchas expectativas entre la mayoría de los químicos, aunque contaron con la adhesión entusiasta de figuras tan significativas como Ostwald. En 1891 se le ofreció una cátedra en Giessen, pero renunció a ella por patriotismo y aceptó, en cambio, una plaza docente en la escuela técnica superior de Estocolmo, donde en 1895, y a pesar de una gran oposición, fue nombrado catedrático. En 1902 la Royal Society de Londres le concedió la medalla Davy y en 1903 recibió el premio Nobel. En 1905 la Fundación Nobel creó expresamente para él un Instituto de química física. Arrhenius aplicó sus teorías al estudio de la electricidad atmosférica y se interesó también por la astrofísica y la cosmología, formulando la hipótesis de la panespermia, que atribuía el origen de la vida terrestre a microorganismos procedentes de otros astros.

Esquema del proceso realizado

Esquema del primer experimento
Realizar disolución en matraz de 500ml de Na2S2O3 + = ! Al final se coge 50ml (o en cualquier otra cantidad mencionada en la tabla)	Mezcla de las dos disoluciones Se cronometra hasta que el resultado sea tan denso que no se ve la cruz
Realizar disolución de HCl ! De la disolución hecha por el profesor, con la ayuda de una pipeta cogemos los 6ml necesarios
		con los demás datos se añadirá en primer lugar los mililitros de agua destilada necesarios.

Esquema del segundo experimento
Se vuelve a hacer la disolución pero esta vez con un matraz de 100ml	Preparar los 50ml de Na2S2O3		Preparar 6ml de HCl
Se calienta H2O hasta llegar a los 40ºC		Se mezclan las disoluciones en el erlenmeyer que tiene 32 y 30ºC respectivamente.

Durante nuestro periodo de experimentación es posible que debido a fallos, ya sea por errores humanos tales como de cálculo o de precisión, o por el deterrioro de los productos químicos utilizados en el experimento, existan errores en los resultados obtenidos.

(footnote continued)

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