1. Ciencia

QUIMICA GENERAL – 1º Año de INGENIERIA QUIMICA – UTN - FRRo
UNIVERSIDAD
TECNOLOGICA
NACIONAL
FACULTAD REGIONAL ROSARIO
DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA
CATEDRA DE QUIMICA GENERAL
Guía de Trabajo Práctico de Laboratorio – VELOCIDAD DE REACCION
Objetivo: introducir al alumno en el estudio de la cinética química estudiando los factores que
influyen en la velocidad de una reacción química.
Principios teóricos.
En una reacción química se convierten sustancias con propiedades físicas y químicas bien definidas
en otras sustancias con propiedades diferentes. Las sustancias que se convierten o desaparecen
se denominan reactivos y las que se originan se llaman productos de la reacción.
En toda reacción química se rompe algún enlace entre los átomos de los reactivos y se forman
otros nuevos en los productos de la reacción, por lo tanto, toda transformación va acompañada de
algún cambio energético.
Las reacciones pueden ser homogéneas: aquellas que se verifican en una sola fase, como las
reacciones entre gases, entre líquidos miscibles y entre sustancias disueltas; o heterogéneas:
aquellas que se verifican entre varias fases, como la reacción de un sólido con un gas.
Velocidad de reacción.
Las reacciones siempre necesitan un cierto intervalo de tiempo para producirse. Si se mide dicho
intervalo de tiempo, se verifica que éste puede ser muy variable, unas reacciones se realizan en
fracciones de segundo, otras durante horas, días e incluso años. Ejemplos:

El hierro, expuesto al aire húmedo, se oxida lentamente; la reacción suele demorar
algunos meses.
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
La transformación del alcohol etílico en ácido acético se cumple en el término de varios
días.
 La oxidación del magnesio, cuando se lo calienta, o las reacciones entre soluciones
acuosas, son muy veloces, prácticamente instantáneas.
La velocidad con que se transforma un reactivo o bien se forma un producto en la reacción viene
expresada por la velocidad de la reacción.
En química, la velocidad de reacción se expresa o se calcula mediante la masa de reactivo
consumida o de producto obtenida, en la unidad de tiempo.
Las unidades habituales de la velocidad de reacción cuando se utilizan sólidos son: gramos /
segundo o mol / segundo. De emplearse soluciones, interesa la variación de concentración molar,
entonces la unidad será: Molaridad / segundo.
La cinética química se ocupa del estudio de la velocidad de reacción.
Factores que influyen en la velocidad de reacción.
Del estudio de distintos tipos de reacciones químicas se ha podido establecer que la velocidad de
reacción en una transformación química cualquiera depende de varios factores, tales como:
1º) Naturaleza de los reactivos.
Algunos procesos químicos muy sencillos ponen de manifiesto esta influencia, por ejemplo la
neutralización de un ácido con una base, y en general las reacciones entre iones son muy rápidas,
casi instantáneas; así al mezclar una solución de AgNO3 con otra de NaCl, en seguida se forma un
precipitado de AgCl:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
Las velocidades de reacción cuando intervienen moléculas son muy variadas, por ejemplo la
combustión de la nafta es rapidísima, la reacción del H2 con el F2 para formar HF, según la reacción:
F2 + H2 → 2 HF
es explosiva y, por lo tanto, rápida a temperatura ambiente; en cambio, la reacción del H2 con el I2
para formar HI, según la reacción:
I2 + H2 → 2 HI
es muy lenta a temperatura ambiente.
Esta diferencia de velocidad puede explicarse porque el Flúor es mucho más electronegativo que
el Iodo.
2º) Superficie de contacto o estado de división.
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En las reacciones heterogéneas la velocidad de reacción es proporcional a la superficie de contacto
además de la concentración de los reactivos. Por lo tanto, cuando un reactivo es sólido, cuanto
más finamente dividido esté, más rápidamente reaccionará.
3º) Temperatura.
La velocidad de una reacción aumenta siempre con un aumento de la temperatura. De una
manera aproximada puede aceptarse que un aumento de 10 oC en la temperatura duplica la
velocidad de reacción.
Así, por ejemplo, la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno para formar agua (2 H2 + O2 →
2H2O) es completamente inobservable a temperatura ambiente, pero si se va elevando la
temperatura la formación de agua se hace apreciable a unos 300 oC y transcurre con velocidad
creciente hasta que a unos 700 oC se verifica con carácter explosivo, casi instantáneamente.
La medición de velocidades de reacción debe efectuarse, entonces, a temperatura constante.
Para entender cómo actúa realmente la temperatura sobre la velocidad de reacción debemos
estudiar lo que se llama energía de activación.
En un sistema homogéneo (reactivos gaseosos o en solución acuosa) las sustancias están
constituidas por moléculas en movimiento. Para que haya una transformación química es
necesario que las moléculas choquen unas con otras. Pero no todos los choques entre las
moléculas reaccionantes dan lugar a un cambio químico; hay moléculas que después del choque
cambian su trayectoria y su velocidad sin producirse un cambio químico.
Para que el choque sea eficaz y haya un cambio químico, es necesario que en las moléculas
reaccionantes los enlaces se hallen suficientemente debilitados para que puedan romperse
formando nuevos enlaces y nuevas moléculas, es decir, las moléculas reaccionantes deben poseer
una energía superior a la energía de las moléculas que solo chocan y rebotan. Esta energía o
contenido energético de las moléculas necesario para que haya transformación química se
denomina energía de activación, Ea.
Cuando dos moléculas chocan alcanzando esa energía de activación se dice entonces que se forma
un complejo intermedio, o complejo activado, que es una partícula de alta energía y se encuentra
en un estado de transición entre el estado inicial de los reactivos y el estado final de los productos.
Si la energía de activación iguala a la energía de disociación de las moléculas reaccionantes, se
rompen los enlaces de las mismas y los átomos liberados se reordenan y forman nuevas
moléculas.
Gráficamente podemos representar:
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Luego de la transformación química la energía final de los productos puede ser de dos tipos:
a) En algunas reacciones la energía total de los productos supera a la energía total de los
reactivos. Para que los productos tengan más energía que los reactivos es necesario que
hayan retenido parte de la energía absorbida durante la activación. Si dicha energía fue
suministrada como calor, la reacción es endotérmica.
b) En otras reacciones ocurre lo contrario, la energía total los productos es menor que la
energía total de los reactivos. En este caso la formación de los productos cedió más
energía al medio que la absorbida durante la activación. La reacción es exotérmica.
La diferencia de energía entre los reactivos y los productos es igual al calor de reacción, pero ésta
magnitud nada nos dice con respecto a la energía de activación necesaria para que el proceso se
verifique con la velocidad adecuada.
En ambos casos los reactivos necesitan absorber energía para poder reaccionar y formar el
complejo activado; ésta energía requerida es la energía de activación.
En conclusión, para que una reacción química se verifique es necesario que los reactivos absorban,
como mínimo, su energía de activación, así se formará el complejo activado que destruyéndose de
inmediato originará las moléculas de los productos.
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4º) Concentración de los reactivos.
En un sistema homogéneo todos los reactivos están en disolución acuosa o bien están en estado
gaseoso.
Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con más rapidez si se aumenta la concentración
de uno o más de los reactivos. Por ejemplo, las virutas de acero encienden con dificultad en el aire,
que contiene 20 % de O2, pero se enciende y arde sin dificultad con llama blanca y brillante en
presencia de oxígeno puro.
A medida que la concentración de los reactivos aumenta, la frecuencia de colisión de las moléculas
aumenta, y esto origina un aumento de la velocidad de reacción.
La dependencia global de la velocidad de reacción con la concentración de los reactivos se expresa
mediante la ecuación de velocidad.
Para una reacción general:
aA + bB → cC + dD
la ecuación de velocidad se expresa como:
v = k . [A]x . [B]y
La constante k recibe el nombre de constante de velocidad y es específica para cada reacción a
una temperatura dada.
Los exponentes x e y se denominan órdenes de reacción y se determinan experimentalmente, en
general, éstos números no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b.
Al sumar los exponentes x e y se obtiene el orden general o global de reacción.
5º) Presencia de un catalizador.
Los catalizadores son sustancias que sin consumirse en una reacción química modifican su
velocidad. Se distinguen dos tipos de catalizadores: los catalizadores positivos que aumentan la
velocidad de reacción y los catalizadores negativos que disminuyen la velocidad de reacción.
Por ejemplo, el agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) se descompone lentamente a
temperatura ambiente según la ecuación:
2 H2O2 → O2 + 2 H2O
El agregado de una solución acuosa de cloruro férrico (FeCl3) o dióxido de manganeso (MnO2)
finamente pulverizado aumentan la velocidad de descomposición con intenso desprendimiento de
oxígeno, estas sustancias actúan como catalizadores positivos.
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El fabricante, comúnmente, añade acetanilida (C6H5.NH.CO.CH3) u otras sustancias que,
comportándose como catalizadores negativos, reducen enormemente la velocidad de
descomposición del peróxido de hidrógeno.
Los catalizadores permanecen químicamente inalterados al terminar la reacción (igual masa e
iguales propiedades) y su intervención en la misma, se conoce como catálisis.
Un catalizador nunca inicia una reacción que sin él no se realiza, solamente limita su acción a
modificar su velocidad.
Un catalizador que está presente en la misma fase que las moléculas reaccionantes (disolución
acuosa o en fase gaseosa) es un catalizador homogéneo. Por ejemplo, la descomposición del
peróxido de hidrógeno en disolución acuosa en agua y oxígeno en presencia de una disolución de
bromuro de potasio como catalizador.
Un catalizador que está presente en una fase diferente a la de las moléculas reaccionantes, por lo
general como un sólido en contacto ya sea con reactivos gaseosos o con reactivos en disolución es
un catalizador heterogéneo.
Los catalizadores heterogéneos suelen estar compuestos de metales u óxidos metálicos. La
reacción catalizada se lleva a cabo en la superficie de estos catalizadores por adsorción de los
reactivos.
El platino, el paladio y el níquel tienen alta capacidad catalizadora. Por ejemplo, el platino cataliza
la síntesis del agua, la síntesis del amoníaco y muchas reacciones más.
En ocasiones una misma reacción química puede ser catalizada por sustancias de composición
química muy diferente, mientras que puede haber reacciones que necesitan de un solo y
determinado catalizador, en tales casos la catálisis es específica. Por ejemplo, las enzimas son
sustancias generalmente muy complejas que catalizan los procesos biológicos y su acción catalítica
es altamente específica.
Desde el punto de vista energético, el catalizador modifica la energía de activación. Un catalizador
positivo reduce la energía de activación global de una reacción aportando un mecanismo
totalmente distinto para la misma aumentando, de estas manera, la velocidad de reacción. Un
catalizador negativo aumenta la energía de activación y disminuye la velocidad de reacción.
Podemos representar gráficamente la influencia del catalizador como:
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6º) Acción de la luz.
Las reacciones causadas por absorción de luz, principalmente luz visible y ultravioleta, reciben el
nombre de reacciones fotoquímicas.
La unión del Cloro con el Hidrógeno, no apreciable en la oscuridad, se verifica con velocidad
medible a la luz difusa y con velocidad elevadísima bajo la acción directa de la luz solar.
La reacción fotoquímica más importante es la transformación del CO2 del aire y de la humedad
ambiente en hidratos de carbono que realizan los vegetales y que recibe el nombre de
fotosíntesis.
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PARTE EXPERIMENTAL
Materiales y drogas necesarios
1. Cuba hidroneumática como se indica en la figura 1.
2. Solución de HCl 2 M y solución de HCl 12 M
3. Cinc en granallas y cinc en polvo
4. Agua oxigenada de 20 volúmenes
5. Yoduro de potasio en cristales
6. Dióxido de manganeso
7. Solución de permanganato de potasio 0,1 N
8. Solución de ácido sulfúrico 3 M
9. Clavos de hierro limpios y secos
10. Baño maría
11. Carbonato de sodio en polvo
12. Solución de NaCl 0,1 M
13. Solución de AgNO3 0,1 M
14. Papel de filtro, papel negro y tijera
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Procedimientos
1. Efecto de superficie o del estado de división de un reactivo
Armar la cuba hidroneumática como indica el esquema de la figura 1.
Colocar en dos tubos de ensayo HCl 2 M hasta la mitad del tubo, agregar a uno de los tubos
0,2 g de cinc en granallas, tapar inmediatamente el tubo y medir el volumen de agua
desplazado de la bureta al cabo de 2 minutos.
Colocar en el segundo tubo 0,2 g de cinc en polvo y repetir el mismo procedimiento.
En el informe: Dibujar el esquema, escribir la ecuación química y completar el cuadro.
Tubo
1
2
Zn (granallas)
Zn (polvo)
Vol. de hidrógeno obtenido
2. Influencia del catalizador
Colocar en tres tubos de ensayo 3 cm3 de agua oxigenada de 20 volúmenes en cada uno.
Agregar al primer tubo un cristal de yoduro de potasio y medir el volumen de oxígeno
obtenido al cabo de 2 minutos.
Agregar al segundo tubo una pequeña cantidad de dióxido de manganeso y repetir el mismo
procedimiento.
Al tercer tubo no agregarle nada y repetir el procedimiento (queda como testigo). En el
informe: Escribir las ecuaciones químicas y completar el cuadro.
Tubo
1
2
3
Con catalizador KI
Con catalizador MnO2
Sin catalizador
Volumen de oxígeno
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3. Efecto de la temperatura
Tomar dos tubos de ensayo y colocar en cada uno 5 ml de solución de KMnO 4 0,1 N y 1 ml de
H2SO4 3 M . Introducir en cada tubo un clavo de hierro limpio y seco. Registrar el tiempo que
tarda en decolorarse la solución en el cuadro:
a) a temperatura ambiente
b) a baño maría a 100 ºC.
Escribir la ecuación química:
Tubo
1
2
A temperatura ambiente
A 100ºC
Tiempo de decoloración
4. Efecto de la concentración
Colocar en un tubo de ensayo 3 ml de ácido clorhídrico 2 M y en otro 3 ml de ácido clorhídrico
12 M.
Agregar al primer tubo 0,2 g de carbonato de sodio y conectar inmediatamente a la cuba
hidroneumática.
Medir el volumen de agua desplazado al cabo de 1 minuto.
Agregar 0,2 g de carbonato de sodio al segundo tubo y repetir el procedimiento.
Completar el cuadro y escribir la ecuación correspondiente:
Tubo
1
2
HCl 2 M
HCl 12 M
Volumen de CO2 obtenido
5. Efecto de la luz
Tomar un papel de filtro de unos 10 cm de diámetro, colocar en él unas gotas de disolución de
NaCl 0,1M y agregar gota a gota AgNO3 0,1 M.
Recubrir el papel de filtro con un papel negro en el cual se recorta una letra o figura por la que
pueda pasar la luz.
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Exponer el conjunto a la luz solar o de una potente lámpara durante 5 minutos y observar el
comportamiento del sistema.
Comparar el sector expuesto a la luz del sector restante. Ver la figura 2.
Figura 2
6. Extraer una conclusión del trabajo práctico con respecto a las cinco variables ensayadas.
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