Universidad de las Fuerzas Armadas-ESPEIngeniería en BiotecnologíaLaboratorio de Química II

Segundo Semestre

Fecha de Realización de la Práctica: 24/07/2015Fecha de Entrega del Informe: 31/07/2015NRC: 1266No Grupo: 1

Tema: VELOCIDAD DE REACCIÓN: FACTORES QUE LA MODIFICAN

Objetivo General: Verificar la dependencia de la velocidad de una reacción con:

la naturaleza de los reactivos la temperatura

REALIZAR LOS CÁLCULOS RESPECTIVOS PARA LA PREPARACIÓN DE:200 mL de solución de permanganato200 mL de solución de ácido oxálico50 mL de sulfato ferroso

Objetivos Específicos: Conocer todos los cambios y como afecta directamente en lo que es la velocidad

de la reacción el aumento de temperatura, manteniéndola a una temperatura con la ayuda de un termómetro.

Preparación de soluciones y reactivos usando los cálculos obtenidos previamente a la práctica.

Verificar la disminución del tiempo que se demora una reacción en llegar al equilibrio por el efecto de la temperatura calculando desde la temperatura ambiente hasta las diferentes temperaturas.

Marco teórico:

A velocidad de reacción implica, el cambio de concentraciones desde os reactivos hasta os productos en una unidad de tiempo, cabe recalcar que es necesario tener la temperatura en grados K° y el tiempo en segundos para ejercicios cuantitativos. Para que toda reacción se ejecute deben liberarse una serie de pasos específicos, etapas o también llamados reacciones elementales, que completan el proceso de molecular dad este término se resume en un cierto número de moléculas que colisionan de forma simultanea para generar nuevos productos a partir de la reorganización de los reactivos.

Ley de Arrhenius:

K=A e−EaRT

K= Constante de velocidad

13/20

Ea= energía de activación

R= 8,314 kj/mol

T= temperatura °C

Con la teoría de colisiones se afirma que los productos de una reacción son producto de choques entre los átomos de los reactivos es por esto que la rapidez es proporcional a la concentración y al número de choques producidos, la energía que producen al colisionar se la conoce como energía de activación mientras esta sea más fuerte la reacción será más rápida y viceversa, puesto que parte de dicha energía se convierte en energía vibracional ocasionando que las moléculas se rompan para formar nuevos enlaces, es decir que para que a reacción se produzca la inercia cinética debe ser equivalente o mayor a la energía de activación. (Chang, Quimica, 2010)

Intermedios de reacción:

Estos son sustancias que van apareciendo y sin embargo no forman parte de los productos

Etapa elemental Molecularidad Ley de velocidadA Unimolecuar V= k[A]A+B Bimoecular V= k[A][B]A+A Bimolecular V= k[A]22A+B Termolecular V= k[A]2[B]

Tabla 1. La ley de velocidad nos indica que as concentraciones son proporcionales al número de choques por unidad de tiempo que es el valor de k.

Cabe recalcar que toda reacción elemental tendrá su constante de velocidad, y esta varía principalmente por los siguientes efectos:

Temperatura:

Al aumentar la temperatura, la velocidad se aumenta pues las partículas incrementan su movimiento chocando a amplias velocidades, de esta manera el número de colisiones se hace más frecuente y más violento. Según (Sanchez)De manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica. Como vemos aquí se aumenta a energía de activación y por ende la energía cinética provocara el movimiento necesario que explique la violencia con la que se rompen y se formen nuevos enlaces propios de los productos. (Harris , 2001)

Reactivos y Materiales:

Parte A:

MATERIALES: Solución de permanganato de potasio 0,01 M Solución de ácido oxálico 0,1 M Solución de sulfato ferroso 0,1 M Solución de ácido sulfúrico 6 M 2 vasos de precipitados de 100 mL 1 pipeta de 10 mL cronómetro PisetaParte B

MATERIALES: Solución de permanganato de potasio 0,01 M Solución de ácido oxálico 0,1 M Solución de ácido sulfúrico 6 M Termómetro Cronómetro Varilla de vidrio 4 vasos de precipitados de 50 mL Plancha de calentamiento

ReactivoPropiedades

Fórmula química

Estado de agregación

Color Peso molecular

Densidad Puntos de ebullición y

fusión

Otras Propiedades

Permanganato de potasio

KMnO4 Sólido Violeta Intenso

158.0336 g/mol

2,70305212 g/cm3

Punto de Fusión: 513 K (240 °C)

Reacciona de manera explosiva con muchas sustancias como: ácido y anhídrido acético sin control de la temperatura; polvo de aluminio; nitrato de amonio; nitrato de glicerol y nitrocelulosa; dimetilformamida; formaldehido; ácido clorhídrico; arsénico (polvo fino); fósforo (polvo fino); azúcares reductores; cloruro de potasio y ácido sulfúrico; residuos de lana y en caliente con polvo de titanio o azufre.

Ácido oxálico

H2C2O4 Sólido Cristales blancos

90,03 g/mol 1,9 g/cm3 Punto de Ebullición: 638,15 K (365 °C)Punto de Fusión: 374,65 K (102 °C)

Es el diácido orgánico más simple. Soluble en alcohol y agua, cristaliza fácilmente en el agua en forma dihidratada. Su punto de fusión hidratado es de 101,5 °C. Es un ácido fuerte en su primera etapa de disociación debido a la proximidad del segundo grupo carboxílico.

Calentándolo se descompone liberando principalmente dióxido de carbono (CO2), monóxido de carbono (CO) y agua.

Ácido sulfúrico

H2SO4 Líquido Aceitoso incoloro

98,08 g/mol 1.8 g/cm3 Punto de Ebullición: 610 K (337 °C)Punto de Fusión: 283 K (10 °C)

El ácido sulfúrico da todas las reacciones características de los ácidos: reacciona con los óxidos e hidróxidos de los metales formando la sal correspondiente, ataca a los metales que se encuentran por encima del hidrógeno en la serie de tensiones, etc. Es un ácido fuerte. Es dibásico y en disolución diluida experimenta una ionización primaria casi total; la ionización secundaria es menos completa.

(CTR Scientific, 2009)

(Instituto Nacional de Seguridad, 1994)

Procedimiento:

Parte A

1.- Vierta en dos tubos de ensayo 1 mL de solución de permanganato de potasio.

2.- Agregue a ambos tubos 0,5 mL de ácido sulfúrico PROCEDA CON CUIDADO EL ácido ES CONCENTRADO.

3.- Agregue 1 mL de sulfato ferroso a uno de los tubos, midiendo con el cronómetro el tiempo de decoloración de la solución violeta de permanganato de potasio.

4.- Agregue al otro tubo de ensayo 1 mL de solución de ácido oxálico 0,1 M y mida, también en este caso, el tiempo necesario para la decoloración de la solución de permanganato de potasio.

Parte B

1.- Agregue a un vaso de precipitados de 50 mL que contiene 2,5 mL de permanganato de potasio 1,25 mL de ácido sulfúrico y 2,5 mL de solución de ácido oxálico midiendo con el cronómetro el tiempo que tarda la solución violeta de permanganato de potasio en decolorarse. Registre la temperatura.ATENCION: DURANTE EL EXPERIMENTO ES NECESARIO MEZCLAR LENTAMENTE PERO EN FORMA CONTINUA PARA FAVORECER LA REACCIÓN

2.- Sucesivamente se preparan otras 3 soluciones en otros 3 vasos de precipitados de 50 mL empleando los mismos reactivos en las mismas cantidades que en el punto 1. Las mismas deberán ser calentadas a 40 °C, a 60 °C y a 80 °C antes de agregar la solución de oxalato.

TABLA DE PROPIEDADES DE LOS REACTIVOS

Tabla de Datos:

Parte A

Tubo Solución A Solución Añadida Color Inicial Color Final 𝛥 T (s)1 KMnO4 +

H2SO4

1 ml 0.5 ml

FeSo4

1mlVioleta Amarillo

Claro2

2 KMnO4 + H2SO4

1 ml 0.5 ml

H2C2O4

1 mlVioleta Transparente 5

Parte B

1)

Vaso

Solución A Color Inicial Color Final

𝛥 T (s)

1 KMnO4 + H2SO4 + H2C2O4

Violeta 2

2)

Tubo

Solución A Solución Añadida

Procedimiento Color Inicial

Color Final

1 KMnO4 + H2SO4

H2C2O4 Calentar 40℃ Violeta Transparente

2 KMnO4 + H2SO4

H2C2O4 Calentar 60℃ Violeta Transparente

KMnO4 + H2SO4

H2C2O4 Calentar 80℃ Violeta Transparente

Tabla de Resultados

Parte 1

Reacción Tiempo (s)

8 H 2 S O 4+2 KMn O4+10 FeS O4 → 2 MnS O4+5 Fe2 (S O4 )+K2 S O4+3 H 2O2 s Debido a la naturaleza del Sulfato férroso este se oxida a sulfato férrico (intercambio de

iones) en poco tiempo.3 H 2 S O4+2 KMn O4+5 H 2 C2 O4 →2 MnSO 4+K2 SO4+10CO2+8 H 2O15 s Debido a la naturaleza

del ácido oxálico este se oxida a dióxido de carbono (ruptura de enlace) en un tiempo mayor que la del sulfato.

Parte 2

No logramos obtener resultados, sim embargo teóricamente pudimos haber obtenido los siguientes:

Reacción: 3 H 2 S O4+2 KMn O4+5 H 2 C2 O4 →2 MnSO 4+K2 SO4+10CO2+8 H 2O

Tiempo Temperatura12,5 aproximadamente 40 °C Al aumentar la temperatura

ambiente (20°C aprox.) la velocidad de reacción se torna más rápida.

7.9 aproximadamente 60 °C El tiempo de reacción observa que es inversamente proporcional al aumento de temperatura.

3,2 aproximadamente 80 °C Al aumentar más la temperatura el tiempo continúa bajando.

Ejemplo de cálculo

- Velocidad de reacción de acuerdo a los coeficientes de la primera reacción y a la variación de la velocidad.

8 H 2 S O 4+2 KMn O4+10 FeS O4 → 2 MnS O4+5 Fe2 (S O4 )+K2 S O4+3 H 2O

Vreacci ó n=Δ [KMnO 4 ]

2 Δt=

Δ [FeSO 4 ]10 Δ t

- Velocidad de reacción de acuerdo a los coeficientes de la segunda reacción y a la variación de la velocidad.

3 H 2 S O4+2 KMn O4+5 H 2 C2 O4 →2 MnSO 4+K2 SO4+10CO2+8 H 2O

Vreacci ó n=Δ [KMnO 4 ]

2 Δt=

Δ [H 2 C2 O4]5 Δt

- Ley de velocidad para la primera reacción.

V=K 1[KMnO 4 ]X [F eSO 4] y

K1: Constante de Velocidad para esa reacciónX, Y: Ordenes parciales de la reacción

- Ley de velocidad para la segunda velocidad.

V=K 2[KMnO 4 ]X [H 2 C2 O4]y

K2: Constante de Velocidad para esa reacción X, Y: Ordenes parciales de la reacción.

- Ecuación de Arrhenius relación entre las constantes de velocidad y las temperaturas.

Lnk1

k2

= EaR

( 1T 2

− 1T 1

)

Aplicaciones

La aplicación de la cinética química se realiza en diferentes actividades en las que existe una reacción química. Por ejemplo en la síntesis de productos como el ácido sulfúrico, ácido nítrico y otros. Así como también en los productos farmacéuticos ejemplo en la la refinación de petróleo y petroquímica.

Otras de sus aplicaciones es en el medio ambiente, las aguas naturales adquieren su composición que está controlado por los principios termodinámicos del equilibrio químico y de la cinética

Los procesos utilizados en la industria alimentaria , es un factor importante en la condiciones de vida y en soluciones que nos permitan preservar los alimentos en largos periodos utilizando adecuadamente la aplicación de sustancias químicas en nuestros alimentos tales como la congelación , el enfriamiento ,pasteurización, secado, ahumado y otros .

Discusión:

Parte a

Naturaleza de los reactivos

Las reacciones que requieran la ruptura de enlaces en los reactivos (moléculas intactas), serán más lentas que aquellas en las que los reactivos estén parcialmente disgregados (disoluciones,

reacciones entre iones...). (Escobar, 2013)Al agregar FeSO4 el cambio de coloración será más rápido y se producirá en menos tiempo debido a la naturaleza del FeSO4 ya que el hierro se

oxida pasando de ferroso +2 a férrico +3. mientras que al agregar H2C2O4 el cambio de coloración se produjo más lentamente debido a la naturaleza del acido oxálico y que se produce ruptura de enlaces formando CO2 y H2O.

Parte b

Temperatura

Con muy pocas excepciones, la rapidez de las reacciones aumentan al incrementar la

temperatura (Chang, QUIMICA, 2010), la reacción entre el acido oxálico y el

permanganato de potasio a temperatura ambiente es muy lenta. Mientrasque se aumenta

la temperatura el tiempo en que la coloración pasa de violeta a transparente disminuye.

Amedida que la temperatura aumenta. al calentar las reacciones a 40 ºC, 60ºC, y 80ºC el

cambio de coloración tardo menos tiempo. Esto se debe a queel aumento de temperatura

incrementa la energía cinética de las moléculas. Al moverse con mayor velocidad, las

moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina

velocidades mayores. (Escobar, 2013)

Conclusiones:

El tiempo de que la reacción se genere se ve afectado por la temperatura, este es un gran determinante para la velocidad en la que se realiza el experimento como vimos en la parte b.

Debemos mantener una temperatura constante hasta que el proceso quede en equilibrio, una muestra de esto es la coloración que llega a adquirir la solución.

El cambio en la coloración nos muestra los productos que se están formando, este proceso a veces se demora demasiado pero con el aumento de la temperatura esto puede llegar a ser casi instantáneo.

Cuestionario:

CUESTIONARIO:

1.- ¿Qué entiende por velocidad de reacción?

La velocidad de reacción es la rapidez con que se producen los productos mediante la colisión de las moléculas que forman los reactivos a través del tiempo, cada reacción pasa por una serie de pasos llamado mecanismo de reacción, el cambio

de concentraciones en estos pasos en base al tiempo expresa a la velocidad de reacción.

2.- Grafique los valores obtenidos de los tiempos de decoloración de la solución de KMnO4 a distintas temperaturas T(°C) vs t(s).

tiempo (s) Temperatura (°C)

12,5 40

7,9 60

3,2 80

2 4 6 8 10 12 140

20

40

60

80

100

40

60

80

Velocidad de reacción T(°C) VS. t (s)

Temperatura (°C)

TIEMPO (s)

Tem

pera

tura

3.- Discuta si es verdad que la velocidad de una reacción siempre aumenta con el aumento de la temperatura.

En las reacciones los catalizadores y la temperatura son factores importantes para la velocidad en que estas se ejecutan cierto catalizador en las condiciones adecuadas permitirá el producto necesario, un caso similar sucede con la temperatura, la temperatura adecuada permitirá que la reacción progrese y la velocidad aumente, puesto que la energía de activación (Ea) de las partículas reaccionan de esta forma la energía cinética procede a romper enlaces de moléculas para reagruparse en productos.

K=A e−EaRT

A pesar de tener resultados teóricos hemos comprobado como el calor favorece a la reacción química de esta manera se comprueba los estudios de Arrhenius donde la temperatura (T) se halla en relación a la constate de velocidad (k). (Chang,Quimica, 2010)

BibliografíaAvery, H. (2002). Cinética química básica y mecanismos de reacción. Barcelona: Reverte.

Bailey, P., & Bailey, C. (2010). Quimica Organica conceptos y aplicaciones (quinta edicion ed.). Mexico: Pearson Education.

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Chang, R. (2010). Quimica. Mexico: Punta Santa Fe.

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Harris , G. (2001). Google books. España: Reverte.

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Sanchez, J. (s.f.). Cosas de Fisica y Quimica. Obtenido de factores que afectan la velocidad de reaccion: http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/factores-que-afectan-la-velocidad-de.html

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