Velocidad de reacción (página 2)

Al Tubo 2: se le agregó 5 ml de HCL 3M y se le agregó una cinta de magnesio de 3 cm.

Al Tubo 3: se le agregó 5 ml de HCL 2M y se le agregó una cinta de magnesio de 3 cm.

EXPERIMENTO 3: Efecto de la naturaleza de los Reactivos.

En las siguientes reacciones se utilizan diferentes reductores para decolorar el permanganato de potasio. Observe cual de ellos los hace con mayor rapidez bajo las mismas condiciones.

Tubo 1

Tubo 2

• EXPERIMENTO 4: Efecto de un catalizador.

Tomo tres tubos de ensayos, se le agrega en cada unos de ellos las cantidades de Na2C2O4, y H2SO4 y el catalizador señalado. A cada unos agregué KMnO4 y mido inmediatamente el tiempo de reacción.

Tubo 1

Tubo 2

Tubo 3

RESULTADOS

EXPERIMENTO 1: Efecto de la Temperatura

Se calculó la cantidad (mol) de Na2S2O3 y la rapidez de la reaccion (mol/s) en cada experiencia.

Número de mol de Na2S2O3 = 3 *10 -4

Velocidad (mol/seg)

Tubo 1: 7.89* 10-6

Tubo 2: 1.05 *10-5

Tubo 3: 2.41 *10-5

EXPERIMENTO 2: Efecto e la Concentración

Velocidad de reacción: (previamente calculados los moles)

Velocidad: mol/seg

1. 0.03/18 = 1.66 *10-3
2. 0.015/55.05= 2.72 * 10-4
3. 0.01/83.72= 1.19 *10-4

EXPERIMENTO 3: Efecto de la naturaleza de los Reactivos.

Nota: cada gota se tomo como 0.5 ml.

Velocidad de reacción (mol / seg.) previamente encontrados los moles con la concentración.

Tubo 1= 1*10-4/ 90 = 1.11 *10-6 mol/seg

Tubo 2= 1*10-4/5.42= 1.85 *10-5 mol/seg

• EXPERIMENTO 4: Efecto de un catalizador.

Velocidad de la reacción (mol/seg) previamente encontrado los moles a través de la concentración.

Tubo 1: 2*10-5/40= 5*10-7 mol/seg.

Tubo 2: 2*10-5/15.04= 1*10-6 mol/seg

Tubo 3: 2*10-5/12.20= 1.64*10-6mol/seg.

ANÁLISIS

Para el experimento Nº 1 en la grafica se puede observar que a medida que se aumenta la temperatura de la solución Na2S2O3 la velocidad de reacción con el HCl es más rápida, es decir a mayor temperatura la rapidez con que ocurre la reacción es mucho más rápida.

Cuando la temperatura se incrementa, la energía de las moléculas que interaccionan es mayor, por lo cual la reacción se produce mas fácilmente y su velocidad aumenta

Siendo la temperatura un factor que afecta la velocidad de reacción. En la mayoría de las reacciones, al aumentar 10°C la temperatura de la solución, la velocidad se duplica aproximadamente, en el experimento realizado no se observo tal incremento por diversos factores que impidieron tomar el tiempo de una manera adecuada.

Si se cumple la ley; pero debido a errores experimentales los resultados fueron aproximadamente el doble de la velocidad a medida que se aumentaba 10ºC.

En el experimento se observo que cuando hay mayor cantidad de ácido la reacción se realiza a mayor rapidez, y cuando la concentración del ácido es menor la velocidad de reacción es lenta, es decir, la cinta de magnesio reacciona dependiendo de la cantidad de ácido que se le añada, mientras mayor sea la cantidad del ácido (HCl) la reacción será más rápida y mientras menor sea la concentración del ácido (HCl) la reacción será lenta.

En el experimento 3 se observo que el h2o2 (agente reductor) reacciona más rápido decoló rizando al KMnO4 + H2SO4, otro agente reductor utilizado fue el Na2C2O4 para reducir el KMnO4 + H2SO4, pero su reacción fue lenta.

En general, los reactivos iónicos producen reacciones mucho más rápidas que los compuestos moleculares.

Las reacciones entre iones de carga opuesta son mucho más rápidas. Concluyendo que el h2o2 tiene mayor capacidad de reacción con el KMnO4 + H2SO4.

En el experimento se observo que existen agentes catalizadores que aceleran la reacción mucho mas rápidos que otros agentes que también funcionan como catalizadores, este es el caso del MnSO4, que permite que la reacción sea mas rápida, siendo la ventaja del catalizador que luego terminada la función del mismo, el producto final no es alterado.

Los catalizadores son sustancias que van a aumentar o disminuir la velocidad de reacción, pero que no va a participar en la formación de los productos.

CONCLUSIONES

En el presente informe se demuestra experimental mente los distintos factores que afecta a la velocidad de reacción.

En el primer experimento se demuestra que la velocidad de casi todas las reacciones químicas aumenta conforme se eleva la temperatura, una explicación para este efecto es la que proporciona el modelo de colisión de la cinética química, cuya idea central es que las moléculas deben chocar para que reaccionen, el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción, conforme aumenta la concentración de la moléculas de reactivo, también lo hace el Nº de colisiones, lo que conduce a un incremento de la velocidad de reacción, en el experimento numero dos se puede comprobar la gran dependencia de la velocidad de reacción con e aumento o disminución de la concentración de los reactivos es decir, la concentración es directamente proporcional a la velocidad de reacción, en el experimento al disminuir la concentración de HCl disminuyo la velocidad de reacción.

La utilidad práctica de la velocidad de reacción que tal vez dentro de un proceso industrial se desea mantener dentro de un almacén, sustancias que sean demasiado volátiles y que pueden reaccionar con un simple cambio de temperaturas. Conociendo el rango de temperaturas en que la sustancia no reacciona, se puede mantener dicho almacén bajo esas condiciones de temperatura seguras para las temperaturas. También con el conocimiento de la influencia de temperatura, podemos hacer reaccionar diversos reactivos aplicando la energía de activación necesaria para que estos inicien una reacción.

Como sabemos, la gasolina se evapora cuando se le pone en contacto con el aire, o sustancias como el alcohol y la acetona se evaporan con cambios pequeños de temperatura. Conociendo con que temperaturas no reaccionan podemos mantenerlas almacenadas con seguridad. Otra aplicación sería un sistema de seguridad, donde dentro de un proceso industrial pudiéramos tener varias sustancias en una mezcla.

Bibliografía

• Química, la ciencia central de Brown & Le May & Bursten, 1993 Prentice Hall Iberoamericana.
• Química de Chang, 1992 Mc Graw-Hill.

Juan Carrillo Burgos

MATURÍN, JUNIO DEL 2006