CINETICA QUIMICA

PRÁCTICA #3

CINETICA QUIMICA

COMPETENCIA:

Observar los factores que afectan la velocidad de reacción química y comprender que sucede en el sistema

INTRODUCCIÓN:

La parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con que transcurren las reacciones químicas es la cinética química, y se refiere a la variación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.

Normalmente la velocidad de una reacción se expresa como la velocidad de desaparición de un reactivo. Se define entonces la velocidad promedio de una reacción como la variación en la concentración de reactivos ó productos en un intervalo de tiempo dado. La velocidad promedio no es una magnitud constante y en consecuencia no se emplea. La magnitud más utilizada es la velocidad instantánea, que es la velocidad en un instante dado. Para calcularla es necesario disminuir el intervalo de tiempo a valores muy pequeños.

Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían, esta se desarrolla rapidamente.

Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores. Busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. Para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas, atamos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consiguiente un nuevo ordenamiento entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias.

v=k[A]α[B]β

Para una reacción de la forma:

La ley de la rapidez de formación es la siguiente:

Es la rapidez de la reacción, la disminución de la concentración del reactivo A en el tiempo . Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos para reaccionar.

La rapidez de aparición del producto es igual a la rapidez de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma:

Temperatura: Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.

Superficie de contacto: Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

Agitación: La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.

Luz: Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva:

H2 + Cl2 → 2.HCl

Catalizadores: Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

TEORIA DE LAS COLISIONES

Se basa en la idea de que para que una reacción pueda tener lugar, las moléculas de las sustancias deben chocar previamente entre sí, y por lo tanto:

“La velocidad de una reacción es proporcional al número de colisiones producidas por unidad de tiempo entre las moléculas de los reactivos.”

De acuerdo con esta teoría, cualquier factor que haga aumentar la frecuencia con la que tienen lugar dichas colisiones, deberá aumentar la velocidad de la reacción (o lo que es lo mismo, su constante cinética).

Sin embargo, no todas las colisiones que tienen lugar entre las moléculas de los reactivos van a dar lugar a productos, ya que no todas las colisiones son efectivas. Si así fuera, las reacciones entre sustancias líquidas o disueltas serían muy rápidas, ya que en estos estados, el número de choques es muy grande (entorno a 1030 por segundo), y en la práctica, muy pocas reacciones tienen lugar a altas velocidades. La mayoría son relativamente lentas debido a que muchas de las colisiones producidas no son efectivas y no se traducen en la formación de productos.

Para que las colisiones sean efectivas hay dos aspectos importantes que deben cumplirse:

Las moléculas, átomos, iones, etc. de las especies reaccionantes deben tener una energía mínima necesaria (energía de activación), dado casi todas las reacciones implican una ruptura de enlaces que requieren un aporte energético.

MATERIAL:

1. 5 recipientes transparentes

2. Fuente de calor

3. Hielos

4. Cronometro

PROCEDIMIENTO:

Velocidad de reacción I

1. Llenar 4 envases exactamente a la mitad 4 con agua y el último con vinagre, etiquetarlos del 1 al 5.

2. Al número 1 calentarlo al baño maría y retirarlo antes de que se evapore.

3. Al número 2 enfriarlo en baño de hielo.

4. El 3, 4 y 5 mantenerlos a temperatura ambiente.

5. Agregar una pastilla de alka seltzer (1mol) en el recipiente 1, medir el tiempo en el que se desintegre por completo.

6. Realizar el paso 5 con los recipientes 2, 3 y 5. Observar resultados.

7. Al recipiente número 4 con agua a temperatura ambiente agregar la pastilla molida, medir el tiempo y anotar resultados.

Velocidad de reacción II

1. Repetir el procedimiento pero esta vez en lugar de agregar 1 pastilla completa añadir solo la mitad de esta en cada recipiente. Representado 0.5mol.

2. Volver a repetir el procedimiento 1 pero esta vez en lugar de ½ pastilla, adicionar ¼ de esta en cada recipiente. Representando 0.25 mol.

Velocidad de reacción III (sal de uvas)

1.- Llenar 4 envases exactamente a la mitad,

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