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REACCIONES QUÍMICAS
Velocidad de reacción
I.E.S. ÉlaiosDepartamento de Física y Química
Física y Química 4º ESO: guía interactiva para la resolución de ejercicios
I.E.S. Élaios
Departamento de Física y Química
Índice
Ejercicio 1 Ejercicio 2 Ejercicio 3 Ejercicio 4 Ejercicio 5 Ejercicio 6 Ejercicio 7 Ejercicio 8 Ejercicio 9 Ejercicio 10
Ejercicio 11 Ejercicio 12 Ejercicio 13 Ejercicio 14 Ejercicio 15
Medida de la velocidad de reacción Medida de la velocidad de reacción y factores de los que depende Explicación de cuestiones de cinética química
I.E.S. Élaios
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AyudaLas reacciones químicas tienen lugar a diferentes velocidades; algunas
reacciones pueden ser muy rápidas, como las explosiones, y otras muy lentas, como la oxidación del hierro.
Se define la velocidad de reacción como la relación entre la variación de la cantidad de reactivo o de producto que estemos observando y el tiempo en el que ocurre ese cambio.
La cantidad puede medirse en unidades de masa, de volumen si se trata de gases, de cantidad de sustancia o moles, o de concentración, si se trata de disoluciones.
Los factores o variables que influyen sobre la velocidad de una reacción son:. Concentración: normalmente la velocidad de las reacciones aumenta al
aumentar la concentración de los reactivos. Para cada reacción se determina experimentalmente la ecuación o la gráfica que relaciona velocidad y concentración.
. Temperatura: siempre la velocidad de las reacciones aumenta al aumentar la temperatura. Es una variación exponencial.
. Superficie de contacto: en las reacciones heterogéneas, la velocidad de reacción aumenta al aumentar el área de la superficie de contacto entre los reactivos.
. Catalizadores: son sustancias que modifican la velocidad de reacción sin consumirse. Son específicos para cada reacción. Si disminuyen la velocidad de reacción en vez de aumentarla pueden denominarse inhibidores.
)tiempo(
)productodeoreactivodecantidad(v
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Ayuda
choque
eficaz
no eficaz N
O
Ruptura del enlace
Con la ayuda de la teoría cinético-molecular, podemos explicar el comportamiento de la velocidad de las reacciones químicas frente a los factores que la modifican.
Para ello debemos considerar que:• Las partículas (moléculas, átomos o iones) que constituyen los reactivos deben chocar entre sí para evolucionar hacia la formación de productos.• Como consecuencia de estos choques se debilitarán o “romperán” las fuerzas o enlaces que hay entre las partículas de los reactivos y posteriormente se formarán enlaces nuevos entre estas partículas que darán lugar a los productos.• Para que esto suceda los choques deben ser eficaces, es decir, las partículas deben chocar con suficiente energía y con la orientación en el espacio adecuada; de lo contrario no se formarán los productos, es decir, no sucederá la reacción.
Así por ejemplo en la reacción: NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g)
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AyudaA la luz de la teoría cinético-molecular podemos explicar razonadamente el efecto de
cada factor que influye en la velocidad de reacción. Para ello debemos pensar en la eficacia de los choques, ya que cuanto mayor sea esta eficacia, con mayor rapidez se evolucionará desde los reactivos hacia los productos de la reacción
En general: Si aumenta el número de choques entre partículas en la unidad de tiempo
(frecuencia del choque), aumentará el número de los que sean eficaces, y, por tanto, la velocidad de reacción. Esto ocurrirá al aumentar el grado de división de un reactivo sólido o al aumentar la concentración de un reactivo disuelto.
Si aumenta la energía cinética de las partículas de los reactivos, aumentará la proporción de éstas que choquen eficazmente y con ello aumentará la velocidad de reacción. La energía cinética de las partículas aumenta con la temperatura. La energía mínima que deben tener las partículas de los reactivos para chocar eficazmente se denomina energía de activación y tiene un valor diferente para cada reacción.
Los catalizadores actúan de un modo especial, dan lugar a especies intermedias entre los reactivos y los productos, que para que se formen necesitan una energía de activación menor que si no estuviera el catalizador, y luego evolucionan hacia los productos normales de la reacción. De este modo hace falta menos energía en el choque y la reacción es más rápida.
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Muy rápida (segundos)
Clasifica las siguientes reacciones que suceden a temperatura ambiente como: muy rápidas (tiempo de reacción del orden de un minuto o menos), muy lentas (tiempo de reacción del orden de días o más) y de velocidad moderada (tiempo de reacción del orden de horas o menos).
1
REACCIÓN VELOCIDAD
Reacción entre el ácido clorhídrico y el cinc: HCl(g) + Zn(s) H2(g) + ZnCl2(ac)
Limpieza con detergente de una mancha de chocolate de una camisa.
Formación de agua partir de hidrógeno y oxígeno (recuerda que es a temperatura ambiente):H2(g)+ O2(g) H2O(l)
Desaparición en la atmósfera de los compuestos clorofluorcarbonados (CFC) que destruyen el ozono.
Reacción del sodio con el agua:Na(s) + H2O(l) H2(g) + NaOH(ac)
Digestión del desayuno.
De velocidad moderada (minutos)
De velocidad moderada (horas)
Muy lenta (no se aprecia si no elevamos la temperatura y la iniciamos)
Muy lenta (años)
Muy rápida (segundos)
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Tiempo (min)
Masa del gas desprendido (g)
Masa del gas desprendido en cada
minuto (g/min)0 01 1,50 1,502 2,50 1,003 3,05 0,554 3,40 0,355 3,59 0,196 3,67 0,087 3,70 0,038 3,70 0,00
Se hizo reaccionar ácido clorhídrico con carbonato de calcio, según la reacción: CaCO3(s) + 2 HCl(ac) CO2(g) + CaCl2(ac) + H2O(l)
Se midió la masa de dióxido de carbono que se iba desprendiendo.El tratamiento de los datos quedó reflejado en la tabla y gráfica adjuntas. Analizando ambas, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla.
2¿La reacción sucede a la misma velocidad todo el tiempo? Calcula la velocidad media en el primer minuto y en el sexto minuto.
¿Por qué la curva se hace horizontal al final de la reacción?
Al ser horizontal, su pendiente es cero, lo que significa que la velocidad de reacción también es cero, la reacción ha terminado porque se han consumido los reactivos.0
0,5
1
1,5
2
2,5
3
3,5
4
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Tiempo (min)
Ma
sa
de
l ga
s d
es
pre
nd
ido
(g
)
La velocidad media va disminuyendo conforme avanza la reacción. Ello se ve también en la pendiente de la curva, que es máxima al inicio y va disminuyendo.
)tiempo(
)COdemasa(v 2
m
min
g50,1
01
050,1)utomin1(v er
m
min
g08,0
56
59,367,3)utominº6(vm
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Podemos conocer la velocidad de reacción del magnesio con el ácido clorhídrico, según la reacción: HCl(ac) + Mg(s) H2(g) + MgCl2(ac), midiendo el volumen de hidrógeno desprendido en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura. Observa la gráfica adjunta que se ha obtenido representando datos reales para esta reacción y contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla.3
Calcula la velocidad de reacción media en el primer minuto y en el quinto minuto y compáralas.
Calcula la velocidad instantánea de la reacción en los instantes 1 y 5 min sabiendo que su valor coincide con el de la pendiente de la tangente a la curva. Compáralas.
Las velocidades de reacción medias e instantáneas han disminuido al irse consumiendo los reactivos.
0
10
20
30
40
50
60
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Tiempo (min)
Vo
lum
en
de
hid
róg
en
o (
cm
³)
)tiempo(
)Hdevolumen(v 2
m
min
cm15
01
015)utomin1(v
3er
m
min
cm4
45
3741)utominº5(v
3
m
min
cm12
5,2
30
2,07,2
535
t
Vv
3
min)1(
min
cm68,3
75,4
5,17
25,38
355,52
t
Vv
3
min)5(
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Se ha medido el volumen de hidrógeno desprendido, en unas determinadas condiciones de presión y de temperatura, en la reacción: 2 HCl(ac) + Mg(s) H2(g) + MgCl2(ac). Observa las gráficas adjuntas que se han obtenido representando datos reales para esta reacción, que se ha llevado a cabo con la misma cantidad de magnesio y con concentraciones del ácido clorhídrico diferentes. Contesta a las preguntas que vayan saliendo en la pantalla.
Observando el aspecto de las curvas, describe la influencia de haber aumentado la concentración de uno de los reactivos.
Calcula la velocidad instantánea de ambas reacciones en el instante 1 min y compáralas.
Como puede apreciarse, la curva rosa tiene una pendiente inicial mucho mayor que la curva azul, es decir, la velocidad de reacción es mayor al estar más concentrado uno de los reactivos. Consecuentemente, se consumirán antes los reactivos y se detendrá antes la reacción (tramo horizontal de la curva).
Estos valores confirman la influencia de la concentración del reactivo en la velocidad.
4
0
10
20
30
40
50
60
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Tiempo (min)
Vo
lum
en
de
hid
róg
en
o (
cm
³)
c(HCl) = 1 mol/dm³ c(HCl) = 2 mol/dm³
En el ejercicio anterior vimos que, para el caso de la menor concentración,
min
cm12
5,2
30
2,07,2
535
t
Vv
3
min)1(
En el caso de la mayor concentración (curva rosa), la pendiente de la tangente a la curva es:
min
cm9,21
6,1
35
4,02
1045
t
Vv
3
min)1(
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Una estudiante lleva a cabo un experimento para medir la velocidad de la reacción entre el carbonato de cobre (II) (trocitos de malaquita) y el ácido clorhídrico. Los resultados que obtiene se muestran en la tabla adjunta. A partir de ella, contesta a las preguntas que vayan apareciendo en la pantalla.
Escribe la ecuación química igualada de la reacción.
Representa gráficamente los resultados del experimento. Sitúa la masa de CO2 en el eje vertical y el tiempo en el horizontal.
¿Cómo varía la velocidad de reacción con el tiempo? ¿Por qué?
¿Cuánto tiempo ha durado la reacción? Calcula la velocidad media total en g CO2/min y en mol CO2/min.
La curva tiene una pendiente inicial mucho mayor que al final, la velocidad de reacción disminuye al hacerlo la superficie de los trocitos de malaquita y la cantidad de HCl presente .
CuCO3(s) + 2 HCl(ac) CO2(g) + CuCl2(ac) ) + H2O(l)
5
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
0 2 4 6 8 10 12 14 16
Tiempo (min)
Ma
sa
de
CO
2 d
es
pre
nd
ida
(g
)
Tiempo (min)
Masa de CO2 desprendida (g)
0 0,02 1,54 2,56 3,18 3,4
10 3,612 3,714 3,7
El tiempo total es de 12 min.
min
mol10.05,7
g44
mol1
min
g31,0
12
7,3
)tiempo(
)COmasa(v 32
m
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Continuando con el experimento descrito en el ejercicio anterior, resuelve las siguientes cuestiones:(a) A partir de la ecuación química igualada, calcula la cantidad de CuCO3 que ha reaccionado y la velocidad media de la reacción en mol CuCO3 /min.(b) En el gráfico siguiente se ha representado, en función del tiempo, la masa de CO2 desprendido en otros dos casos: si la reacción se hace en caliente (45 ºC) y si la malaquita está pulverizada y se mantiene a 45 ºC. Justifica por qué las nuevas gráficas tienen la forma mostrada.
CuCO3(s) + 2 HCl(ac) CO2(g) + CuCl2(ac) + H2O(l)
El cociente estequiométrico entre el CuCO3 y el CO2
es 1, por lo tanto desaparecerá la misma cantidad de sustancia de uno que de otro. La velocidad media será,
entonces, 7,05.10-3 mol de CuCO3/min.
Escribe la ecuación química asociada al experimento descrito y contesta al apartado (a).
6
Como puede observarse en los gráficos, la elevación de la temperatura aumentará la velocidad de reacción e
igualmente lo hará el grado de división del reactivo sólido. Se alcanzará antes el final de la reacción, es decir el
tramo horizontal de la curva.
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
0 2 4 6 8 10 12 14 16
Tiempo (min)
Mas
a d
e C
O2
de
sp
ren
did
a (g
)
Temperatura baja
Temperatura alta
Temperatura alta y mayor grado de división
Contesta al apartado (b).
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El agua oxigenada es el nombre común de la disolución de peróxido de hidrógeno: H2O2. Este compuesto se descompone lentamente según la reacción: 2 H2O2(ac) 2 H2O(l) + O2(g). El gráfico muestra los resultados de la reacción expresados como volumen de oxígeno desprendido por min. Las reacciones se han realizado en las mismas condiciones de concentración y de temperatura, pero en una de ellas se ha añadido a la disolución una pequeña cantidad de MnO2 (s). Contesta a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.7
Calcula la velocidad de reacción media en los cinco primeros minutos de ambas reacciones y compáralas.
Describe cómo queda reflejado en las gráficas el transcurso de cada reacción y la causa de diferencias tan acusadas.
La curva azul tiene una pendiente inicial pequeña que luego disminuye y, en el tiempo de observación, sólo llega a desprenderse un poco más de 2 cm3 de oxígeno. Con dióxido de manganeso (MnO2) la velocidad aumenta muchísimo y llega a desprenderse en el mismo tiempo 4,3 cm3 de oxígeno.
El MnO2 es un catalizador de esta reacción.
0
1
2
3
4
5
0 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24
Tiempo (min)
Vo
lum
en
de
ox
íge
no
(c
m³)
Sin dióxido de manganeso Con dióxido de manganeso
)tiempo(
)Odevolumen(v 2
m
min
cm7,0
05
05,3)gráficaª2(v
3
m
min
cm2,0
05
01)gráficaª1(v
3
m
Es mucho mayor la velocidad de reacción con
MnO2
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Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
En todos los casos es la influencia de la temperatura la que determina los hechos
8
¿Por qué una manzana cortada tarda más en estropearse si la
guardamos en la nevera ?
¿Por qué el metal del tubo de escape se oxida antes queel resto de la carrocería?
¿Por qué una vez que comienza una explosión ocurre tan
rápidamente?
Los gases de la combustión salen muy calientes, la velocidad de oxidación aumenta mucho con la
temperatura
En la nevera, la baja temperatura retrasa la
velocidad de las reacciones bioquímicas que estropean la
manzana.
Al ser la reacción exotérmica, eleva mucho
la temperatura y la velocidad de reacción aumenta
muchísimo.
I.E.S. Élaios
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9Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.
La velocidad de reacción entre el magnesio en
forma de cinta y el ácido clorhídrico disminuye a medida que transcurre la reacción ¿Por qué?
En cambio un fuego se propaga rápidamente una vez que se ha iniciado ¿Por qué?
Sobre todo se debe a que, al irse consumiendo el magnesio, presenta menos superficie de
reacción y la velocidad de ésta disminuye.
Al igual que en las explosiones, la combustión es exotérmica y
eleva continuamente la temperatura, aumentando
muchísimo la velocidad .
Piensa si los dos hechos suceden porque está influyendo el mismo factor
o son factores distintos.
I.E.S. Élaios
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Contesta razonadamente a las cuestiones que vayan apareciendo en la pantalla.10
Las zonas más protuberantes (nariz,
manos) de las estatuas son las que se desgastan más
¿Por qué?
Las patatas se fríen antes cuanto mas pequeñas las
cortamos ¿Por qué?
En ambos casos es el mismo factor el que está
influyendo: la mayor superficie de reacción
del sólido.
Cuanto más pequeños sonlos trozos mayor superficie
presentan al aceite caliente.
Cuanto más agudos sonlos rasgos mayor superficie presentan a la erosión, la
lluvia ácida, etc
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Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de la concentración de nitrógeno sobre la velocidad de reacción en el proceso de obtención del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g).11
Dibuja un diagrama multimolecular de los
reactivos.
Cámbialo aumentando el número de moléculas de
nitrógeno.
N
H
¿En cuál de los dos casos habrá más choques por unidad de tiempo y por tanto mayor velocidad de reacción?
Generalmente, a mayor concentración de reactivo,
mayor velocidad de reacción.
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Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el aumento de temperatura sobre la velocidad de reacción en la combustión del metano:
CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l).12Dibuja un diagrama
multimolecular de los reactivos a temperatura baja.
Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos a
temperatura alta.
C
H
O
¿Qué parámetros del movimiento de las
moléculas aumentan con la temperatura?
La velocidad y la energía cinética
¿Cómo influyen en los choques? Aumentando la
frecuencia de los choques
Aumentando el número de moléculas que posean la energía de activación
La reacción no se da a temperatura baja La reacción es muy rápida a temperatura alta
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Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar un catalizador (hierro finamente dividido) en el proceso de obtención del amoniaco:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g).13
El catalizador de hierro aumentará la
velocidad de reacción¿Por qué ?
Por que los choques serán más eficaces
¿Cómo influye en los choques la presencia
del catalizador?
Haciendo que sea necesaria menos energía de activación, y se rompan con más facilidad los enlaces de los reactivos
El catalizador sólido retiene en su superficie a las moléculas de los
reactivos gaseosos. El fenómeno se llama adsorción.
N
H
Fe
El catalizador sólido facilita la ruptura de los enlaces del N2 y del H2, formándose
antes los enlaces del NH3
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Explica, con la teoría cinético-molecular, el efecto que tendrá el utilizar cinc en polvo o trozos de cinc sobre la velocidad de la reacción:
Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g).14
Cl-
H+
Zn
Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos con los átomos de
cinc formando una estructura gigante (en trozos).
Recuerda que el ácido clorhídrico está disociado.
Dibuja un diagrama multimolecular de los reactivos con los átomos de cinc
formando asociaciones de menos átomos (en polvo).
¿En cuál de los dos casos habrá más choques efectivos y mayor velocidad de reacción?
Hay más átomos disponibles para chocar, ya que hay más superficie de reacción
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Define los siguientes conceptos: catálisis homogénea, catálisis heterogénea, enzima e inhibidor.Escribe un ejemplo concreto de cada uno de ellos.
15
InhibidorCatálisis homogénea
Se dice del hecho de emplear
catalizadores en el mismo estado de
agregación que los reactivos.
Por ejemplo: los adhesivos tipo “resina epoxi”, se presentan
en dos tubos. Uno contiene el
monómero y otro el catalizador (ambos
líquidos). Al mezclarlos se activa
la reacción de formación del
polímero adhesivo.
Enzima
Es un catalizador biológico, es decir
producido por un ser vivo. Cataliza
reacciones bioquímicas o industriales.
La nitrogenasa, en una enzima
producida por las bacterias
presentes en algunas plantas.
Catalizan las reacciones de captación del
nitrógeno atmosférico para dar compuestos nitrogenados.
Es un catalizador negativo, es decir una
sustancia que disminuye la velocidad
de reacción sin consumirse.
Por ejemplo: el aminoácido
natural “L-lisina”, bloquea o
disminuye los procesos de
destrucción del colágeno en
enfermedades infecciosas o cancerígenas.
Por ejemplo: además de los catalizadores citados en los
ejercicios 7 y 13, el catalizador de los automóviles es de
platino (s) y cataliza reacciones en fase gas como:
2 CO(g) + 2 NO(g)
2 CO2(g) + N2(g)
Se dice del hecho de emplear
catalizadores en distinto estado de agregación que los
reactivos.
Catálisis heterogénea
