Práctica 12. Cinética: Ley de velocidad de una reacción.

Instituto Tecnológico y de Estudios Superiores de Monterrey

Campus Puebla

Práctica No. 12

Cinética: Ley de velocidad de una reacción.

Responsable: Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano

Equipo No. 8

Grupo 2

Integrantes del equipo:

Stephania Díaz Lorenzo                    A00397831

Ana Laura Velázquez Gil                   A01325205

Omar Sánchez Jiménez                    A01324800

Jorge Armando Luna Morales           A01099726

Gabriela Rivera Hernández               A01325193

Objetivos

Los objetivos a delimitar durante el desarrollo de la práctica se centran principalmente en la observación, análisis y comprensión sobre temas ya también trabajados en sesiones anteriores, así como del conocimiento adquirido en torno al tema de cinética, visto en la materia de Química I.

Los objetivos con los que se trabajarán son los siguientes:

• Relacionar las condiciones de reacción y el tiempo en que éstas se efectúan.

• Determinar el efecto de la concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción.

Introducción

Habitualmente, en un día normal de nuestra vida diaria, múltiples reacciones químicas se están llevando a cabo, ya sea en la industria, en el ambiente, en nuestro hogar o incluso en nuestro propio organismo. Muchas surgen de manera espontánea en la naturaleza, otras necesitan la ayuda de alguna, y unas terceras pueden necesitar un poco de adición de energía.

Todas estas reacciones pueden llevarse a cabo de manera muy lenta, de rapidez intermedia o, en ocasiones, muy rápido. No obstante, cabe mencionar que los seres humanos hemos desarrollado múltiples mecanismos controlar la rapidez con que estas reacciones se generan, conociendo en todo momento los principios básicos de la cinética o la ley de velocidad de reacciones.

Cuando se habla de velocidad de reacción, en sí no solamente se analiza la velocidad en la que los reactivos se transformarán en productos, sino también la secuencia de los procesos físicos y químicos que ocurren durante la reacción. A esta rama de la química se le conoce como cinética química y es el centro de estudio de la práctica que se presentará a continuación en donde evaluaremos la rapidez de reacciones de distintas disoluciones, tomando en cuenta en todo momento los factores que inciden en la misma, como son el estado físico de los reactivos, su concentración, la temperatura y la presencia de un catalizador.

Consideraciones Teóricas

Cinética química es la rama de la química que estudia la velocidad de reacción, las condiciones que la afectan y lo que ocurre a nivel molecular durante la reacción. Los factores que pueden afectar la velocidad de una reacción son: la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el área de superficie de reactivos sólidos. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin consumirse en la reacción total.

La velocidad de una reacción se puede expresar como la cantidad de un producto que se forma o como la cantidad de un reactivo que se consume por unidad de tiempo. Si la cantidad se expresa en términos de molaridad y el tiempo en segundos, la unidad de velocidad de reacción es m/seg.

El cambio en molaridad y en tiempo se indica con el símbolo de modo que la velocidad de reacción se expresa como el aumento de concentración molar de un producto por unidad de tiempo o como la disminución de la concentración molar de un reactivo por unidad de tiempo.

Efecto del cambio de concentración de reactivos en la velocidad de reacción

El efecto del cambio de concentración de los reactivos en la velocidad de una reacción se encuentra experimentalmente. Se sabe que la velocidad depende de la concentración de ciertos reactivos y del catalizador, si es que hay alguno, y se expresa cuantitativamente por medio de la ley de velocidad. La ley de velocidad es la ecuación que relaciona la velocidad de una reacción con la concentración inicial de los reactivos y el catalizador, elevada a un exponente que se obtiene por experimento.

velocidad=k[A]^m[B]ⁿ

Desarrollo

MATERIAL Y EQUIPO

Experimento 1

-Termómetro

-Cronómetro o reloj

-5 tubos de ensayo grandes con 5 tapones de goma

-Dos pipetas de Mohr de 5 ml.

-3 buretas de 50 ml.

Sustancias

KI	0.2M	25ml
NaCl	0.2M	25ml
Na2S203	0.01M	25ml
(NH4)2S2O8	0.2M	25ml
CuSO4	0.2M	25ml
(NH4)2S04	0.2M	25ml
Almidón	2%	25ml

1. Rotule 5 tubos de ensayo grandes con números del uno al cinco.

2. Las pipetas de Mohr de 5 ml se usarán para medir los dos reactivos principales de la  reacción

( 0.20 M y (NH4)2S2O8 0.20M). Los demás reactivos auxiliares pueden ser adicionados en buretas o utilizar pipetas de mohr de 5 ml

3. Mide y anota la temperatura del salón de laboratorio.

4. La tabla siguiente muestra el volumen de cada reactivo en ml que se utiliza en cada experimento. Los experimentos 1, 2 y 4 permiten estudiar el efecto de la [(S2O8)^-2]en   la velocidad de reacción ya que permanece constante. Los experimentos 1,3 y 5 permiten estudiar el efecto de la en la velocidad de reacción, ya que la [(S2O8)^-2]  permanece constante.

Tubo	KI	Na2S203	NaCl	Almidón	(NH4)2S04	(NH4)2S2O8
1	2.0	2.0	2.0	1.0	2.0	2.0
2	2.0	2.0	2.0	1.0	0.0	4.0
3	4.0	2.0	0.0	1.0	2.0	2.0
4	2.0	2.0	2.0	1.0	3.0	1.0
5	1.0	2.0	3.0	1.0	2.0	2.0

5. Utilizando la pipeta de Mohr mida el volumen de KI 0.20M requerido para cada  experimento y adiciónelo al tubo de ensayo apropiado.

6. Mida la cantidad requerida de cada reactivo auxiliar Na2S203 almidón y (NH4)2SO4, añadiéndolas al tubo de ensayo apropiado.

7. El segundo reactivo de la reacción estudiada (NH4)2S2O8, se añade en el momento de

comenzar el estudio cinético, un experimento a la vez.

8. Utilice un cronómetro o anote la hora tan pronto descargue la pipeta con el volumen de

(NH4)2S2O8 0.20M al tubo de ensayo núm. 1. Tape rápidamente el tubo con el tapón de goma y mezcle bien, agitando e invirtiendo el tubo continuamente, hasta que la mezcla esté completamente homogénea.

9. Anote el tiempo en el que hay un cambio de color.

10. Repita los pasos 5 a 9 con cada uno de los experimentos restantes.

KI

PM=

K	39.102
I X 2	126.90
	166.009

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.2M)(166.009)(0.025L)

               = 0.830045

NaCl

 PM=

Na	22.989
Cl	35.453
	58.442

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.2M)(58.442)(0.025L)

               = 0.29221

Na2S203

PM=

Na	45.978
S X 2	64.128
O X 3	47.997
	158.108

NOTA = El peso original fue cambiado a 248.18 g/mol ya que el que se encuentra en el laboratorio esta pentohidratado.

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.1M)( 248.18)(0.025L)

               = 0.0620

(NH4)2S2O8

 PM=

S X 2	64.128
O X 8	127.992
N X 2	28.012
H X8	8.0632
	196.1312

NOTA = El peso original fue cambiado a 228.9 g/mol ya que el que se encuentra en el laboratorio esta pentohidratado.

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.1M)( 228.9 g/mol)(0.025L)

               = 1.1415

(NH4)2S04

PUREZA = 99.5%

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.2M)(132.49 g/mol)(0.025L)

               = 0.6607

Almidón 2 %

C6H10O5                                                 

Temperatura del laboratorio 25°                       

# de tubo	Hora de inicio	Observaciones
1	01:09	Cambio de color al momento del contacto con el (NH4)2S2O8 a un color café claro
2	01:13	Cambio de color al momento del contacto con el (NH4)2S2O8 de transparente a café ligeramente oscuro, hasta convertirse en café rojizo.
3	01:15	El color es verde oscuro, tardo 4 segundos en homogenizarse al igual que el tubo 1 y 2 primero fue café claro.
4	01:18	El color es gris, tardo 6 segundos en homogenizarse.
5	01:19	El color vuelve a ser gris, pero esta vez más intenso, tardo 8 segundos en homogenizarse.

EXPERIMENTO 2.

Evaluar el efecto de un catalizador

Repita el experimento no. 1 añadiendo a la mezcla en el tubo de ensayo un gota de CuSO4 0.20  M antes de añadir el reactivo final (NH4)2S2O8 0.20 M

CuSO4                                                    

PM= 145g /mol

Gramos = (Molaridad)(Peso molecular)(Litros de disolución)

               = (0.2M)(145 g/mol)(0.025L)

               = 1.175g

# de tubo	Hora de inicio	Observaciones
1	01:55	El color es muy oscuro, tardó 4 segundos en homogenizarse, pasó primero por un color café claro.
2	01:59	El color es muy oscuro, tardó 3 segundos en homogenizarse, pasó primero por un color café claro.
3	02:00	El color es muy oscuro, tardó 4 segundos en homogenizarse, pasó primero por un color café claro.
4	02:02	El color es muy oscuro, tardó 6 segundos en homogenizarse, pasó primero por un color café claro.
5	02:03	El color es muy oscuro, tardó 6 segundos en homogenizarse, pasó primero por un color café claro.

CUESTIONARIO

1.- Defina o explique.

 a) Cinética

La cinética química se define como aquella ciencia que se encarga del estudio de la velocidad de reacción,  las condiciones a su alrededor y las interacciones dentro de la reacción. Esta ciencia trata en particular dos cosas: todo el proceso del mecanismo de reacción y plantear una ley de velocidad. El mecanismo de reacción se refiere a lo que sucede al pasar del estado inicial al final, como por ejemplo si se produce algún  cambio en la energía (espontánea o no espontánea)  (Chang, 2010).

b) Catalizador

Un catalizador  es una sustancia que no participa en la reacción, sin embargo ayuda a que esta se lleve a cabo pues la puede inducir acelerar o inhibir. Un ejemplo de catalizador es el trihidruro de aluminio, el cual hace posible que algunas reacciones inorgánicas se lleven a cabo, es decir las induce (Baeza, 1997).

2.- Con respecto a la reacción cuya cinética se estudia en este experimento:

a) Escriba la ecuación de la reacción


KI +(NH4)2S2O8-> I+ K(NH4)2S2SO8

b) Escriba una expresión para expresar la velocidad de reacción

Velocidad= k [KI]  [(NH4)2S2O8]


c) Escriba la expresión general de la ley de velocidad de reacción

velocidad= k[A]^m [B] ^n

3.- ¿Cuál es el propósito de añadir una cantidad definida y constante de ion tiosulfato S2O3 a la mezcla de la reacción en todos los experimentos cinéticos?

Este ion tiosulfato esta funcionando en este caso como catalizador y está acelerando la reacción y el efecto es que la reacción cambia de color.

4.- Calcule la velocidad de reacción del ion en cada reacción.

experimento
No. 1	V= ([KI] f -[KI]i)/Tf-Ti	V=(0.2M-0.0004M)/2	V=0.0998
No. 2	V= ([KI] f -[KI]i)/Tf-Ti	V=(0.2M-0.0004M)/2	V=0.0998
No. 3	V= ([KI] f -[KI]i)/Tf-Ti	V=(0.1M-0.0050M)/4	V=0.02375
No. 4	V= ([KI] f -[KI]i)/Tf-Ti	(0.2M-0.0004M)/6	V=0.3332
No. 5	V= ([KI] f -[KI]i)/Tf-Ti	V=(0.1M-0.0050M)/8	V=0.011875

5.- Compara la velocidad de dos experimentos apropiados para hallar el exponente de en la ley de la velocidad de la reacción estudiada.

El orden de esta reacción es 2 ya que las velocidades de cada reacción son iguales, esto quiere decir que m=1 y n=1, para obtener el orden de reacción se suman n+m y esto da 2 

6.- Utiliza la ley de velocidad y los datos de uno de los experimentos para calcular el valor de la constante de velocidad (k).

K= rapidez\ [KI]

7.- Describa cuál fue el efecto de añadir como catalizador al experimento 1.

Se pudo observar que hubo un cambio de color de la reacción de forma instantánea y de acuerdo a esto la velocidad de reacción también cambió. La presencia del catalizador hizo que se acelerara la reacción. 

Conclusión:

Como conclusión, a lo largo de la práctica se trabajó con el tema de velocidad de reacción y las leyes de la misma, introduciéndonos y refrescándonos al mismo tiempo en la rama de la química que estudia estos comportamientos, mejor conocida como cinética.

A lo largo del trabajo experimental se pudieron observar los cambios que ocurrieron a través de las distintas soluciones con o sin la aplicación de un catalizador para la misma y cómo éste influyo para determinar el tiempo de la velocidad de la reacción. Asimismo, se logró comprobar el efecto que la concentración y la temperatura pueden tener en la velocidad de la reacción, dando como resultado un cuidado creciente por mantener las mismas en las mejores condiciones posibles. 

Referencias:

Martínez, E. (2011). Velocidad de reacción y equilibrio químico. Temas selectos de Química I (pp. 107-108). México, D.F.: CENGAGE Learning .