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INTRODUCCION:

La química, por su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes. Gran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de reactivos. Por lo tanto, es necesario entender la rapidez con que pueden ocurrir las reacciones químicas. La experiencia nos dice que hay reacciones más rápidas que otras, debido a este fenómeno, debemos comprender los factores que controlan o influyen en la velocidad. Por ejemplo: Que determina la rapidez con que se oxida el acero? Que determina la rapidez con que se quema el combustible de un motor de un automóvil? El área de la química que estudia la velocidad o rapidez con que ocurren las reacciones químicas se denomina cinética química. Veremos que la velocidad de las reacciones químicas está afectada por varios factores, es decir, factores que influyen en la velocidad de dichas reacciones. Es muy importante resaltar que la cinética química es hoy por hoy un estudio puramente empírico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por aproximación la rapidez de una reacción química. Por lo que la rapidez de cada reacción se determina experimentalmente.

FUNDAMENTO TEORICO: LA CINÉTICA QUÍMICA: Es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). LA RAPIDEZ::(o velocidad) de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la rapidez de la reacción. La medida de la rapidez 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 rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(l·s). Para una reacción de la forma:

la ley de la rapidez de formación es la siguiente:

vR es la rapidez de la reacción, ( − ΔcA) la disminución de la concentración del producto A en el tiempo Δt. Esta rapidez es la rapidez media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos hasta que estas reaccionan. 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:

FACTORES QUE AFECTAN A LA RAPIDEZ DE LAS REACCIONES: Existen varios factores que afectan la rapidez de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador. Los catalizadores pueden aumentar o disminuir la velocidad de reacción. 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. El comportamiento de la constante de rapidez o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius K = Aexp( − EA / RT) donde K es la constante de la rapidez, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de rapidez es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la rapidez se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados. Estado Físico de los Reactivos: Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la rapidez es mayor. Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir, hay que estudiar la rapidez de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la rapidez intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso. No cabe duda de que un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases. Presencia de un catalizador: Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no

deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como retardantes o inhibidores. Concentración de los reactivos: La mayoría de las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más concentrados se encuentren los reactivos, mayor frecuencia de colisión. La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la rapidez de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de rapidez. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la rapidez de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción. Hay casos en que la rapidez de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador. Presión: En una reacción química, si existe una mayor presión en el sistema, ésta va a variar la energía cinética de las moléculas. Entonces, si existe una mayor presión, la energía cinética de las partículas va a disminuir y la reacción se va a volver más lenta. Excepto en los gases, que al aumentar su presión aumenta también el movimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez de reacción.

DETALLES EXPERIMENTALES: MATERIALES Y REACTIVOS: - 5 tubos de 25 x 200

- mangueras

- tubos

- bandejas

- soportes

- mechero bunsen

- Cinta de Mg

- probeta de 100 cm3

- probeta de 10 cm3

- tubo de seguridad

- Matraz de 250 cm3

- HNO3 6M

- Mármol (CaCo3)

- KMnO4 0,5M

- Cu

- HCl 6M

- H3PO4 6M

- H2C2O4 0.33M

- MnO2

- Pb

- H2SO4 3M PROCEDIMIENTO: A.- Naturaleza 1.-En 5 tubos de 25 x200 mm, colocar 3cm3 de H2SO4 3M, HCl 6M, HCl 1M, HNO3 6M y H3PO4 6M respectivamente y añadir una tira de cinta magnesio pulido. Observe las velocidades de las reacciones y registrar sus observaciones. 2.-Colocar aproximadamente 1cm3 de HCl 6M en 3 tubos de 25 x 200 mm, adicionar una tira de zinc al primero, una tira de plomo al 2o y una tira de cobre al 3o. observar las velocidades de las reacciones y registrar sus observaciones.

B.- Estado de subdivisión de reactantes 1.-

Montar el generador de gas de acuerdo a la figura. Llenar la probeta con agua e invertir sobre la bandeja de agua para poder recolectar el gas. Colocar en el matraz 5g de pedazos de mármol CaCo3, y cubrir con 50 cm3 de agua, el tubo de seguridad debe quedar bajo el nivel del agua. Luego adicionar 10 cm 3 de HCl 6M. Registrar el tiempo recorrido para colectar 50 cm3 de CO2.

2.- Lavar el generador de gas y repetir la experiencia anterior con 5g de mármol finamente dividido asiendo uso de un mortero.

Registrar el tiempo requerido para producir 50 cm3 de CO2. Comparar los resultados de las 2 pruebas. C.-Temperatura Para una reacción entre ácido oxálico y permanganato de potasio, la velocidad de la reacción puede medirse registrando el tiempo requerido para que la solución permanganato de potasio pierda su color. 5H2C2O4 (ac) + 2KMnO4 (ac) + 3H2SO4 (ac) + → 10CO2 (g) + 2MnSO4 (ac) + 8H2O Cada volumen debe medirse con una probeta de 10 cm3 con aproximación de 0,1 cm3. 1.- En un tubo de 25 x 200 cm3 colocar 7.5 cm3 de H2C2O4 0.33M (ácido oxálico), 2 cm3 de H2SO4 3M y 12 cm3 de H2O. En un segundo tubo de 25 x 200 mm. Colocar 2 cm3 de solución de KMnO4 0,5M (en H2SO4 1M) y 12 cm3 de H2O. Un estudiante debe verter la solución de ácido oxálico sobre la solución de permanganato y otro debe anotar el tiempo. Agitar suavemente el tubo para mezclar el contenido y dejar reposar. Registrar la temperatura de la mezcla de la reacción y el tiempo requerido para que el color rojo violeta del ión permanganato desaparezca. 2.- Repetir la experiencia anterior, pero la temperatura de las soluciones deben tener 40°C antes de mezclarse. Las 2 soluciones se colocan durante 5 a 7 min. En un baño de agua a 40°C. Registrar la temperatura del baño de agua al término de 7 min., se supone que las soluciones deben tener la misma temperatura al baño de agua. Mezclar las soluciones y retornar la mezcla al baño de agua. Registrar en seg., el tiempo requerido para que el color desaparezca. 3.- Repetir la misma experiencia pero a 80°C. Registrar los datos. 4.- Graficar el tiempo, en seg., requerido para la desaparición del color pupúreo, verso la temperatura. D.- Catalizador Montar el equipo mostrado en la figura. 1.- En tubo de 25 x 200 mm y seco, colocar aproximadamente 0.5 g de KCLO3. Calentar el KCLO3 con la llama del mechero bunsen y registrar el tiempo requerido para colectar 10 cm3 de O2 gas: 2KCL3(s) → 2KCL(s) + 3 O2(g) 2.- Desconectar el tubo de liberación de gas del tubo de prueba y dejar que el KCLO 3 se enfríe. Añadir una pizca de MnO2 y repetir el procedimiento anterior. E.- Concentración Colocar 2 cm3 de HCL 6M en un tubo de 25 x 2000 mm y 2cm3 de HCL 1M en otro tubo de 25 x 2000 mm. Adicionar a cada tubo 25 mm de tira de Mg pulido y observar la velocidad de las reacciones. Registrar sus observaciones.

CÁLCULOS Y RESULTADOS: DATOS Y CALCULOS: A. NATURALEZA 1.- Registro de las velocidades relativas de la reacción de Mg en orden a la disminución de velocidad: Rspta: HCL 6M, H2SO4 3N, HNO3 6M, H3PO7 6M, HCL 1N. 2.- Listar los 3 metales en orden a la disminución de la velocidad en HCL 6M: Rspta: Zinc, plomo y cobre. 3.- a) Qué conclusiones puede sacar a cerca de la reactividad de los 4 ácidos: Rspta: La velocidad de la reacción va a ser mayor cuando mayor es su concentración. b) Qué conclusiones puede sacar acerca de la reactividad de los 3 metales: Rspta: El zinc es el más reactivo entre los tres metales, por ello la reacción es rápida.

B. ESTADO 1.- Tiempo para colectar 50 cm3 CO2: 1 min, 44seg. 2.- Tiempo para colectar 50 cm3 CO2:

1 min, 30 seg.

3.- Como el estado físico de los reactantes afecta la velocidad de la reacción química: Rspta: El sólido tiende a disolverse rápidamente en el líquido.

C. TEMPERATURA Tiempo transcurrido para perder el color, temperatura de la reacción: 1. 7min, 8seg 2. 1 min, 5seg 3. 16seg

1. 2. 3.

20 ºC 40ºC 80ºC

4. Graficar el tiempo versus la temperatura para la reacción

5. Cómo es que la velocidad de esta reacción es afectada por el cambio de temperatura: Rspta: La relación entre el tiempo (t) y la temperatura (T) es inversamente proporcional. D. CATALIZADOR 1.- Tiempo requerido para colectar 10 cm3 de O2(g): 1min, 52 seg. 2.- Qué efecto ha tenido el catalizador sobre la velocidad de evolución del O2(g): Rspta: El catalizador acelero la reacción (t: 1min, 22seg).

E. CONCENTRACION Efecto de la concentración del HCL sobre la velocidad de la reacción. Indique sus conclusiones: Rspta: La relación del tiempo (t) y [ ] son directamente proporcional. CUESTIONARIO: 1.- Asumiendo que la velocidad de una reacción química se duplica por cada 10°C de incremento de temperatura; por qué factor podría aumentar una reacción química, si la temperatura se incrementará sobre un rango de 40°C. 2.- Explicar porque el carbón en polvo arde más rápidamente que un terrón grande de carbón. Su explicación le permitirá comprender porque actualmente se usa como combustible una mezcla carbón en polvo con petróleo. 3.- Qué efecto tiene una contaminación térmica sobre la vida acuática (plantas y pescado) alrededor de las plantas de fuerza. Los factores a considerar incluye la velocidad del metabolismo, la concentración oxígeno disuelto y el crecimiento de las plantas.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:

CONCLUSIONES: - Primero, el tema Cinemática, se ha reducido a una simple instrumentación de definiciones aplicables, casi mecánicamente, sin llevar al estudiante en la mayoría de los casos a un verdadero primer análisis, que en base a su propio esfuerzo le permita generar una cultura en torno al tema, la cual le libraría de más de un grave error que se cometen al momento de emitir un juicio que permita elevar una idea, en el instante de resolver un ejercicio de aplicación. - Segundo, que cualquier estudiante que desee profundizar respecto al tema estudiado, deberá primero analizar su entorno matemático, la estructura sobre la cual ha fundamentado el conocimiento de la química. - Finalmente, una consecuencia del análisis realizado actualizada y autorizada por su reconocimiento a nivel mundial, es el adoptar como propios varios modelos y esquemas de planteo, pasos, secuencia lógica; y muchos otros aspectos al momento de resolver un problema.

RECOMENDACIONES: - Es importante recalcar que a la química se la debe tratar sin creer que es el simple hecho de aplicar formulas o memorizar esquemas, definiciones, conceptos; sino mas bien, asumir la postura de autocrítica continua en búsqueda de la creación de un razonamiento lógico propio.