INTRODUCCIÓN
Acerca de una reacción química podemos hacernos dos preguntas fundamentales y muy
frecuentes: ¿Se producirá espontáneamente? ¿Con que rapidez? La termodinámica da respuesta
a la primera pero nada dice sobre la velocidad o el tiempo en que los reactivos empezaran a
transformarse en productos.
Para poder observar un cambio químico en particular, no basta con que sea espontáneo, debe,
edemas, producirse a una velocidad suficientemente alta. Un ejemplo de esto podría ser la
transformación espontánea del diamante en grafito a condiciones normales; sin embargo la
velocidad de esta transformación es tan pequeña que no apreciamos cambio alguno, aunque
pasaran muchos años.
Por tanto una vez determinada si una reacción es termodinámicamente posible, la siguiente
cuestión es determinar la velocidad con la ocurrirá la transformación.
La experiencia nos muestra que la velocidad con que los reactivos se transforman en productos,
varía muchísimo de una reacción a otra. Algunas reacciones, como la transformación del
diamante en grafito, antes mencionado, son extraordinariamente lentas. Otras, como la
explosión del TNT, son tan rápidas que casi resultan instantáneas. Existen, desde luego, todos los
casos intermedios. Afortunadamente, la velocidad de una reacción dada, puede alterarse
modificando ciertos factores. El conocimiento de los factores (naturaleza de los reactivos,
facilidad con que los reactivos entran en contacto, concentración de los reactivos, temperatura
del sistema reaccionante, presencia de un catalizador) que alteran la velocidad de reacción es de
extraordinaria importancia práctica, pues puede enseñarnos cómo acelerar las reacciones
deseables y cómo retardar las indeseables.
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VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUIMICAS1. OBJETIVOS
Determinar cuantitativamente la velocidad de una reacción química.
Determinar el orden de una reacción.
Determinar gráficamente la velocidad inicial y la velocidad instantánea.
Emplear el método volumétrico para determinar la variación de la concentración en
función del tiempo.
2. PRINCIPIOS TEORICOS
VELOCIDAD DE REACCIÓN
La velocidad de reacción se define como el cambio que ocurre por intervalo determinado
de tiempo. Esto significa que siempre que se habla de velocidad necesariamente va
implicada la noción de tiempo. Por ejemplo, la oxidación del hierro bajo condiciones
atmosféricas es una reacción lenta que puede tomar muchos años, pero la combustión
del butano en un fuego es una reacción que sucede en fracciones de segundo.
Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si
tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un
reactivo) por unidad de tiempo.
La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de
reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las
moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir
disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y
con ella la velocidad de la reacción. La medida de la velocidad de reacción implica la
medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo,
esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de
reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece
por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de
concentración/tiempo, esto es, en moles/s.
LEY DE LA VELOCIDAD:
Considérese una reacción química típica:
aA + bB → pP + qQ
Las letras minúsculas (a, b, p, y q) representan los coeficientes estequiométricos,
mientras que las letras mayúsculas representan a los reactivos (A y B) y los productos (P
y Q). De acuerdo a la definición del Libro Dorado de la IUPAC1 la velocidad instantánea de
reacción v (también r o R) de una reacción química que se da en un sistema cerrado bajo
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condiciones de volumen constante, sin que haya acumulación de intermediarios de
reacción, está definida por:
La ecuación de velocidad es:
v = k [A]α [B]β
FACTORES QUE INFLUYEN EN LAS VELOCIDADES DE REACCION:
TEMPERATURA DE REACCIÓN:
Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las
partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El
resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por
cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.
EL ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS:
Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a
partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que
facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.
Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuanto más pequeño son los pedazos; y si está
finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.
CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS:
Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto
mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que
participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de
colisiones.
El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de
hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor
es la concentración del ácido.
La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general,
en la forma:
v = k [A]α [B]β
Donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes
estequiométricos de la reacción general antes considerados. La constante de velocidad k,
depende de la temperatura.
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CATALIZADORES:
Los catalizadores son sustancias que aceleran o retrasan la reacción modificando el
mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción
química; no varía su calor de reacción.
Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada
catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar
al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
3.1.Materiales
- Vaso de precipitado de 100 mL(2)
- Matraz de Erlenmeyer de 250 mL (2)
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- Pipeta de 2 mL y de 5 mL
- Probeta de 50 mL
- Bureta de 50 mL
- Soporte universal
- Pinzas para bureta
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- Cronómetro
3.2.Reactivos
- Solución “A”: 2HCrO-4 + HCl (K2Cr2O7 0,0037 M en HCl 3,5 M)
- Solución “B”: KI al 3%
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- Solución “C”: Na2S2O3 0,022 M
- Alcohol etílico
- Solución de almidón
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4. PARTE EXPERIMENTAL
*solución “A”
El K2Cr2O7 se transforma en HCrO-4, en medio ácido (HCl)
Cr2O72- + H+ → 2HCrO4
- (Solución “A”)
4.1.Determinación de [HCrO-4]0
o Enjuagar la bureta con solución “C” y enrasar.
o Colocar en el matraz Erlenmeyer 5 mL de solución “A” y enseguida adicionar 2
mL de solución “B”. Agregar el almidón 10 gotas el cual nos revelara la presencia
del Yodo con un color azul.
2HCrO-4(ac) + 14 H+6I-
(ac) → 3I2(ac) + 2Cr(ac)3+ + 8H2O(l)
o Titular hasta el cambio de coloración de azul oscuro a verde claro.
I2(ac) + 2Na2S2O3(ac) → 2NaI(ac) + Na2S4O6(ac)
(+almidón , azul) sol. “C”
4.2.Determinación de [HCrO-4]
a) Dentro del Erlenmeyer colocar 50 mL de solución “A” y adicionar 20 gotas de etanol, a partir
de ese momento se contabiliza el tiempo de reacción.
*Al reaccionar con la solución “A”, el etanol se oxida a ácido acético según la siguiente
reacción:
3Cr2H5OH(ac) + 4HCrO-4(ac) + 16 H+→ 3CH3COOH(ac) + 4Cr(ac)
3+ + 13 H2O(l)2
Naranja Verde
b) Transcurridos 10 minutos trasvasar un alícuota de 5 mL de la mezcla a otro Erlenmeyer,
luego adicionar uniformemente 2 mL de solución “B”. agregar 10 gotas de almidón, para
observar el viraje de color azul a vede, realizar la titulación con la solución “C”.
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c) Anotar el volumen gastado de la solución “C”. Repetir las mediciones cada 10 minutos por 5
veces.4.3.Cálculos
1. Tabular los resultados y hacer los cálculos de [HCrO4-]0 y [HCrO4
-].
Tiempo (min) Solución “C” (mL) [HCrO4-] (M)
0 6,5 mL 9,5 x 10-3 M
10 4,3 mL 6,3 x 10-3 M
20 1,8 mL 2,6 x 10-3 M
30 1,3 mL 1,9 x 10-3 M
40 0,6 mL 0,88 x 10-3 M
50 0,5 mL 0,73 x 10-3 M
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60 0,4 mL 0,59 x 10-3 M
# de eq. de Na2S2O3 = # de eq. de I2
Para tiempo= 0 minutos
6,5 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x2mol ¿¿
Para tiempo= 10 minutos
4,3 x 10−3L x 0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x 2mol ¿¿
Para tiempo= 20 minutos
1,8 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x2mol ¿¿
Para tiempo= 30 minutos
1,3 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x2mol ¿¿
Para tiempo= 40 minutos
0,6 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x2mol¿¿
Para tiempo= 50 minutos
0,5 x10−3L x0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x2mol ¿¿
Para tiempo= 60 minutos
0,4 x 10−3 Lx 0,022mol Na2S2O3 x1mol I 2
2mol Na2S2O3x 2mol ¿¿
2. Graficar [HCrO4-] en función del tiempo. Determinar la velocidad inicial y sus velocidades
instantáneas.
3. Determinar gráficamente si la reacción es de primer o segundo orden.
4. Determina la constante de velocidad K, para la reacción y también escriba la ley de la
velocidad.
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RESUMEN
En el proceso experimental se pudo observar cómo se evidencia una reacción química en este.
Experimentalmente la siguiente reacción contiene unas gotas de almidón, se puede observar la
presencia de yodo debido a la coloración azul oscuro que adquiere la solución.
2HCrO4(ac)−¿+14H (ac)
+¿+6 I( ac)−¿→ 3I2( ac)
−¿+2Cr (ac )+3 +8H2O (l)¿ ¿
¿ ¿
Pero al momento de titular con unas gotas de Na2S2O3(ac) se observa:
I 2(ac )+2Na2S2O3 (ac)→2NaI (ac)+Na2S4O6(ac)
En esta reacción se torna de color verde claro, casi transparente. Es así como se evidencia una
reacción química.
CONCLUSIONES
La velocidad de una reacción química se manifiesta en el cambio de la concentración de
los reactivos o productos en relación con el tiempo.
La ley de la velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la
constante de velocidad y las concentraciones de los reactivos, elevadas a las potencias
apropiadas.
La velocidad no es constante sino que varía continuamente a medida que cambia la
concentración.
La constante de velocidad para una determinada reacción con un determinado reactivo
cambia solo con la temperatura.
RECOMENDACIONES
Antes de comenzar la reacción asegurarse de que los materiales a usar estén limpios y
secos, para que no puedan alterar la reacción.
Verter rápidamente el etanol y empezar a medir el tiempo inmediatamente, de no
hacerlo se podría alterar la velocidad obtenida experimentalmente.
Ser muy cuidadosos y precisos al momento de titular las alícuotas que se extraen cada
cierto tiempo.
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BIBLIOGRAFÍA
- Química General7ma edición (2002) Raymond Chang Ed. McGraw-Hill Interamericana páginas
564-590
CUESTIONARIO1. Escriba las tres reacciones en las que se fundamenta la experiencia.
3C2H5O H (ac)+4HCrO4 (ac)−¿+16H+¿→3CH3 COOH( ac)+4Cr(ac )
+3 +13 H2O(l) ¿ ¿
I 2(ac )+2Na2S2O3 (ac)→2NaI (ac)+Na2S4O6(ac )
2HCrO4(ac)−¿+14H (ac)
+¿+6 I( ac)−¿→ 3I2( ac)
−¿+2Cr(ac )+3 +8H2O (l)¿ ¿
¿ ¿
2. Explique de manera breve, cual es la función del Na2S2O3(ac)y porque su concentración
debe ser lo más exacta posible.
El Na2S2O3(ac)es una solución patrón, es decir por su especial estabilidad, se emplea
para valorar la concentración de otras soluciones, como las disoluciones valorantes.
3. Uno de los factores que aumenta la velocidad de reacción es la temperatura. Explique de
manera sencilla como se podría explicar este efecto en la experiencia del laboratorio.
Una reacción sencilla es la combustión, lo cual no se daría sin presencia del calor:
C (s )+O2( g )+Δ→CO2(g )
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