informe N°4cinetica quimica

UNMSM- FIGMMG- ING. MINAS FISICOQUIMICA

1. Resumen El presente laboratorio se tratará de encontrar experimentalmente la relación que existe entre las concentraciones de los reactantes y la velocidad de reacción, en una reacción química. Como conocimiento previo tenemos que la velocidad de reacción está dada por la siguiente ecuación:

onde: !: constante de velocidad "#$ % "&$: concentración de los reactantes. m'n ( orden de la reacción

). *b+ b+eeti tivvo  

Estudiar la inluencia de la concentración en la velocidad de reacción. eterminar la velocidad de una reacción química.

RE-E# /0-2R0C# #ntes de 1344, el gran oco de la cin5tica en las reacciones químicas consistía en establecer leyes naturales acerca de la rapide6 de estas. Existieron dierentes estudios desde 7ace más de )44 a8os, cuando 9en6el en 11 notó que la disolución de 6inc y cobre en ácido no era instantánea, sino que tomaba un tiempo inito de tiempo. ;osteriormente en 1<, ;riestley encontró que la cantidad de tiempo requerido para transormar el óxido de mercurio en mercurio elemental era dependiente la cantidad de oxigeno presente. #sí #sí se consideró que las primeras medidas sobre las velocidades de las


reacciones químicas mostraban que existía un tiempo inito para que se llevaran a cabo, sin embargo, a=n no se entendían bien estos enómenos. En una serie de artículos publicados entre 1<>4 y 1<3, los cientíicos /ercourt y Essen mostraron que existía una relación entre la rapide6 de las reacciones químicas y la conc co ncen entr trac ació iónn de los los reac reacti tivo vos. s. Este Este pe perío ríodo do 7ist 7istór óric icoo es muy muy impo import rtan ante te ya qu quee químicos como &ernoulli, ?oule, !ronig y particularmente @axAell, permitieron a trav5s de la teoría cin5tica de los gases determinar bases conceptuales para comprender dierentes enómenos y poder estudiarlos con nuevas teorías, por e+emplo la eoría de las ;robabilidades Bia6, )443D. urante los siguientes a8os, en 1<<> anFt /o propuso la idea para mostrar que la rapide6 de las reacciones era una unción de la concentración en el reactor y de la temperatura. #rr7enius cuantiicó el comportamiento sobre la temperatura en la rapide6 de una reacción química y @ensc7utGin mostró que la rapide6 tambi5n variaba con la estructura de las mol5culas y la naturale6a de los disolventes. Has primeras teorías de la rapide6 de una reacción ueron propuestas entre 1<<3 y 13I4. En 1<<3 #rr7enius escribió una amosa publicación JEstudios de dinámica químicaK donde propuso que las reacciones eran activadas porque sólo las mol5culas LcalientesM en realidad pueden reaccionar. Eso condu+o a la idea que la rapide6 de una reacción era determinada por la rapide6 de colisión de las mol5culas LcalientesM. En 131<, raut6 y HeAis cuantiicaron la idea mostrando que la rapide6 de una reacción era igual a la rapide6 de la colisión, por la probabilidad de que la colisión condu6ca a la reacción. El modelo resultante se llamó eoría eoría de colisiones, el cual sigue vigente.


#ctualmente, la Cin5tica de las Reacciones Nuímicas se considera una rama de la ermodinámica, la cual investiga los estados intermedios BdesequilibriosD de las transormaciones ísicoKquímicas desde el variable tiempo, la cual es in7erentemente dependiente del camino que siguen tales procesos. #sí sobre la base del concepto de reversibilidad en el equilibrio químico, desde un enoque macroscópico,

es

que

parámetros

como

temperatura,

presión,

concentración, etcOtoman una importancia signiicativa, los estudios se basan en estados de equilibrio y procesos reversibles desde un enoque microscópico por lo que traba+a sobre parámetros como temperatura, presión, etc. Ha dierencia entre la Cin5tica y la ermodinámica, es que la primera estudia los procesos ísicos y químicos tomando en cuenta la perspectiva temporal. Ense8an6a de la Cin5tica de Reacciones Nuímica en la Educación @edia radicionalmente, la ense8an6a de la Cin5tica de las Reacciones Nuímica se enoca sólo a la descripción de la velocidad de una reacción +unto a los actores que la inluyen y sus mecanismos de reacción, por lo que se considera principalmente el cambio químico desde los procesos irreversibles. Es decir, que en el contenido escolar poco se consideran los cambios químicos reversibles que conorman desequilibrios desde la perspectiva temporal.


0R*PCC02 Ha termodinámica nos permite saber si una reacción es espontánea o no seg=n actores termodinámicos como entalpía, entropía y energía libre, pero no inorma acerca de la rapide6 con que se produce el cambio químico. Ha Cin5tica Nuímica determinará si una reacción es lenta o rápida al estudiar los actores que determinan la velocidad y el mecanismo, es decir, la etapa o serie de etapas en las que ocurre el cambio. Ha química, por su misma naturale6a, se ocupa del cambio. Has reacciones químicas convierten sustancias con propiedades bien deinidas en otros materiales con propiedades dierentes. Qran parte del estudio de las reacciones químicas se ocupa de la ormación de nuevas sustancias a partir de un con+unto dado de reactivos. ;or lo tanto, es necesario entender la

rapide6

con

que

pueden

ocurrir

las reacciones

químicas.

Ha experiencia nos dice que 7ay reacciones más rápidas que otras, debido a este enómeno, debemos comprender los actores que controlan o inluyen en la velocidad. ;or e+emplo: Nu5 determina la rapide6 con que se oxida el aceroS Nu5 determina la rapide6 con que se quema el combustible de un motor de un automóvilS El área de la química que estudia la velocidad o rapide6 con que ocurren las reacciones químicas se denomina cin5tica química.


Ha velocidad de reacción corresponderá a la rapide6 con que tiene lugar una reacciónT durante el cambio, la concentración de los reactantes disminuirá, mientras que la concentración de los productos aumentará. Ha velocidad media, entonces, se medirá a trav5s del cambio de concentración en un periodo determinado de tiempo. # partir de una reacción # U &, donde # está representado por las eseras ro+as y & por las eseras a6ules, en la igura se ilustra cómo cambian las concentraciones a medida que transcurre el tiempo.

En el tiempo cero, en el primer tiesto de capacidad de un litro, se considera que 7ay un mol de #. ranscurridos )4 segundos, la cantidad de moles de # disminuyó a 4,VW y la cantidad de moles ormada de & es 4,W>. # los W4 segundos, la cantidad de moles de # es 4,I y los moles de & son 4,.


@#RC* E2R0C*

CINÉTICA QUÍMICA Ha cin5tica química estudia la velocidad a las que se producen las reacciones químicas y los mecanismos a trav5s de los cuales se producen dic7as reacciones. einición de la velocidad de reacción: ada la siguiente reacción químicaT a # ' b & X c C ' d , onde "#$, "&$, "C$ y "$ son las respectivas concentraciones molares instantáneas, se deine velocidad de reacción como: v ( K 1 d "#$Ya dt ( K 1 d "&$Yb dt ( 1d "C$Yc dt ( 1d "$Yd dt


* sea, la variación de la concentración de una sustancia Breactivos o productosD en la unidad de tiempo, teniendo en cuenta los coeicientes estequiom5tricos.

Catalizadores: son aquellas sustancias que aumentan la velocidad de reacción química. Hos in7ibidores tienen un eecto contrario.

Ecuación cinética: expresa la velocidad de una reacción química sobre la base de la concentración de las sustancias actuantes. ;or e+emplo en la reacción a# ' b & XcC ' d, la ecuación cin5tica en el instante t, sería: v ( K 1d "#$Ya dt ( G "#$ Z "&$y onde x e y son exponentes determinados experimentalmente, que sólo coinciden con los coeicientes estequiom5tricos cuando la reacción se produce en una sola etapa. Ha ecuación cin5tica, por lo tanto, se obtiene, experimentalmente, G es una constante de proporcionalidad, llamada constante especíica de reacción y solo depende de la temperatura.

Orden parcial y orden total de una reacción: en la ecuación cin5tica anterior, x representa el orden parcial respecto a la sustancia # e y representa el orden parcial respecto de la sustancia &. Ha suma de los órdenes parciales da el orden de una reacción u orden total de la reacción. En el e+emplo citado, si x ' y ( 6, 6 será el orden total de dic7a reacción química. ebe aclararse que x e y pueden ser o no n=meros enteros o pueden tambi5n tomar el valor cero.

Molecularidad de una reacción neta y su relación con el orden total: en algunas reacciones, la transormación química ocurre en un solo pasoT dos mol5culas reaccionantes c7ocan y producen los productos de la reacción, por e+emplo: * BgD ' *I BgD X *) BgD ' *) BgD En la mayoría, el camino no es tan simpleT por e+emplo en la reacción:


/)*) ' ) &r KK ' ) /' X &r ) ' ) /)* Ha probabilidad de que cinco especies químicas c7oquen al mismo tiempo es muy peque8aT en realidad ocurre lo siguiente: 1D /)*) ' &r K ' /' X /&r* ' / )* )D /&r* ' &r K ' /' X &r ) ' /)* * sea que existen dos procesosT cada uno implica la colisión de tres partículas. Cada uno de esos procesos se denomina proceso elemental y al con+unto de todos ellos se los denomina mecanismo de la reacción y se determinan experimentalmente. Hos procesos elementales se clasiican seg=n el n=mero de mol5culas intervinientes o molecularidad y el orden de una reacción, los cuales no tienen por qu5 ser iguales.

Etapa control o paso deterinante de un ecaniso adoptado: si en un mecanismo adoptado, uno de los procesos elementales es muc7o más lento que todos los otros, la velocidad resultante será exactamente igual a la velocidad de ese proceso elemental lentoT por lo tanto se denomina etapa control o paso determinante al más lento de todos los procesos elementales. #sí en el e+emplo anterior el proceso elemental 1D es el más lento y por lo tanto la velocidad de la reacción será: v ( G "/)*)$ "&r K$ "/'$ Es decir, es un proceso elemental de molecularidad tres. En la ecuación cin5tica anterior igura la constante G, la constante especíica de reacciónT su valor num5rico es característico de cada ecuación cin5tica y dentro de una misma reacción química sólo varía con la temperatura, a trav5s de la ecuación de #rr7enius: G ( # e KEaYR


onde: # es una constante que depende de la reacción química considerada, Ea es la energía de activación Bgeneralmente se mide en G?YmolD, R ( <,I1 ?Y ! mol  es la temperatura en !elvin. Has teorías que permiten explicar la cin5tica de una reacción

Teor!a de las colisiones e"ecti#as -eg=n esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que existan c7oques entre las mol5culas de reactantes. Has colisiones, en tanto, deben cumplir con dos condiciones: •

Has mol5culas de reactantes deben poseer la energía suiciente para que pueda ocurrir el rompimiento de enlaces, reordenamiento de los átomos y posteriormente la ormación de los productos. -i no se dispone de la energía suiciente, las mol5culas rebotan sin ormar los productos.

•

Hos c7oques entre las mol5culas deben eectuarse con la debida orientación. -i el c7oque entre las mol5culas cumple con estas condiciones, se dice que las colisiones son eectivas y ocurre la reacción entre los reactantes.


Teor!a del cople$o acti#ado -eg=n esta teoría, al aproximarse los reactantes se produce la ormación de un estado intermedio de alta energía y corta duración que se denomina Lcomple+o activadoM. Ha energía de activación es la energía que se necesita suministrar a los reactantes para que se orme el comple+o activado. Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción. e acuerdo al cambio neto de energía, es decir, la dierencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasiican en endergónicas si se requiere energía, y exergónicas si se libera. Cuando la energía se maniiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicasrespectivamente.

%ia&raa de ener&!a para reacciones con ener&!a de acti#ación 'eacción e(otérica con ener&!a de acti#ación:


[E\4 Ha energía liberada corresponde a la dierencia de energía entre los productos y los reactantes. Como la energía de los productos es menor a la energía de los reactantes, se libera energía en el proceso.

'eacción endotérica con ener&!a de acti#ación:


[E]4 Ha energía necesaria para que ocurra el cambio corresponde a la dierencia de energía entre los productos y los reactantes. Como la energía de los productos es mayor a la energía de los reactantes, se requiere energía para el proceso. Relación entre la velocidad de la reacción y la concentración de los reactantes Pna orma de estudiar el eecto de la concentración en la velocidad de reacción es determinando experimentalmente la velocidad con distintas concentraciones iniciales de reactantes. -eg=n la siguiente reacción 7ipot5tica: # ' & X C, se obtienen los siguientes valores de velocidad, con distintas concentraciones iniciales de # y de &. "#$ 4,1 4,1 4,) 4,)

"&$ 4,1 4,) 4,1 4,)

velocidad 1 x 14KI W x 14KI ) x 14KI < x 14KI


-e puede observar que: ^ #l duplicar la concentración de #, manteniendo constante la concentración de &, la velocidad se duplica, por tanto existe una proporcionalidad directa entre la velocidad y la concentración de #. El orden respecto a # en este caso es 1. ^ #l duplicar la concentración de &, manteniendo constante la concentración de #, la velocidad se cuadruplica, por tanto existe una proporcionalidad directa entre la velocidad

y

la

concentración

de

&.

El

orden

respecto

a

# es

).

^ En el caso de # el orden coincide con el coeiciente estequiom5tricoT en cambio, respecto a &, el orden y el coeiciente estequiom5trico son dierentes. ^ El orden total de la reacción es I. Ha ecuación de velocidad tiene la siguiente expresión:  ( G "#$ "&$ ) El orden de reacción respecto a un reactivo es el exponente al cual se eleva la concentración en la ecuación de velocidad. El orden total de la reacción corresponde a la sumatoria de los órdenes parciales.

)actores *ue in"luyen en la #elocidad de reacción entro de los actores que alteran la cin5tica de reacción están: ^ emperatura. ^ Concentración. ^ aturale6a de los reactantes. ^ Estado ísico en que se encuentran los reactantes. ^ El grado de disgregación, cuando los reactantes son sólidos. ^ Hos catali6adores e in7ibidores.


E"ecto de la teperatura en la #elocidad de reacción #l incrementar la temperatura la velocidad de la reacción aumenta. Este 7ec7o encuentra explicación en las dos teorías revisadas, dado que un aumento de la temperatura avorece los c7oques eectivos entre las mol5culas, 7abiendo, además, más mol5culas de reactantes que poseen la energía suiciente para ormar el comple+o activado. En general, un aumento de temperatura de 14_C se traduce en un aumento de la velocidad cercana al doble de su valor original.

E"ecto de la concentración de los reactantes #l aumentar la concentración de los reactantes, aumenta la probabilidad de c7oques eectivos entre las mol5culas, y además existen más mol5culas que tienen la energía necesaria para ormar el comple+o activado. # mayor concentración, mayor es la velocidad de reacción.

Naturaleza de los reactantes Cuando la reacción implica el rompimiento de enlaces covalentes será, generalmente, más lenta que cuando ocurre entre partículas que se encuentran como iones.

Estado "!sico de los reactantes Has reacciones 7omog5neas entre gases o entre sustancias disueltas suceden generalmente con mayor rapide6 que si estuvieran en estado sólido. En el primer caso es mayor el n=mero de c7oques entre las mol5culas, lo que avorece la velocidad de reacción.

El &rado de di#isión de los sólidos inluye en la cin5tica de la reacción, ya que cuando aumenta la supericie eectiva de contacto entre los reactantes, mayor es la probabilidad


de que tenga lugar el c7oque de las mol5culas. Cuando el sólido está como un tro6o, la reacción se produce con las mol5culas de la supericie.

Catalizadores e in+i,idores Pn catali6ador es una sustancia que, estando presente en una reacción química, produce una variación de su velocidad sin ser consumida ni ormada durante el transcurso de la reacción. Hos catali6adores pueden ser catali6adores positivos o catali6adores negativos. Hos primeros son las sustancias que aumentan la velocidad de la reacción, pero que no se consumen ni se orman, pues su papel es disminuir la energía de activación. En cambio, los catali6adores negativos o in7ibidores, aumentan la energía de activación, y por lo tanto, disminuyen la velocidad de la reacción.


EQUI-I.'IO QUÍMICO El equilibrio químico se alcan6a en una reacción reversible, cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan Bpor un simple acuerdo se llamará reacción directa la ormación de los productos y reacción inversa a la otra en que los productos se recombinan para producir los reactantes originalesD y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Ha mayor parte de las reacciones químicas son reversibles y su representación es mediante una doble lec7a. #' & `

C'

-i las condiciones en que se desarrolla el equilibrio permanecen invariables, las velocidades con que progresan las dos reacciones opuestas llegan a igualarse en un instante dado. En ese momento se dice que el sistema se encuentra en estado de equilibrio, esto es, las dos reacciones opuestas contin=an produci5ndose y las concentraciones de los reactantes y de los productos permanecerán constantes.

'epresentación &r/"ica de la #ariación de las #elocidades de los reaccionantes y de los productos0


En cualquier instante, la velocidad es proporcional a la concentración de las sustancias. # partir de un cierto momento Btiempo de equilibrio, teD las dos velocidades se 7acen iguales y se 7a llegado al equilibrio químico.

'epresentación &r/"ica de la concentración de los reaccionantes y de los productos0 #l iniciarse la reacción de ormación de C o , la concentración de # o & disminuye en orma gradual y se produce C o  cuya concentración aumenta de 4 a un valor constante. #sí mismo, la concentración de # o & va decreciendo 7asta llegar a un valor constante. #l llegar ambos reactantes y productos a la concentración constante el sistema alcan6a su equilibrio químico.



;rocedimiento experimental 

0nluencia de la concentración de los reactantes en la velocidad de la reacción: - eterminar la velocidad de una reacción @gBsD ' )/Cl X )@gCl)BaqD ' /)BgD Ha ecuación de la velocidad contiene expresamente a la concentración de alguno o todos los reactivos, por ello cuando varia la concentración de estos varia la velocidad. En esta experiencia se 7ará reaccionar un tro6o de cinta de @g con ácido clor7ídrico de tres concentraciones distintas, midiendo el tiempo que tarda en reaccionar el magnesio.




@ateriales y reactivos. @agnesio en cinta I tubos de ensayo y gradilla por grupo isolución de ácido clor7ídrico > @ ;ipeta de V mlK #spirador de pipetas Cinta m5trica Cronómetro, ti+era, balan6a y vidrio de relo+.

• • • • • • • 

;rocedimiento

1. Cortar tres tro6os de cinta de magnesio I cm cada uno Bse puede 7acer una marca de I cm de longitud en papel y a partir de a7í marcar con lápi6 en la cinta de magnesio para despu5s cortarlaD. ). ;esar los tres tro6os y obtener la masa promedio de cada uno. I. En cada uno de los tres tubos de ensayo ec7ar las cantidades que se indican en la tabla de disolución de ácido clor7ídrico y de agua con la pipeta de V mHB*bs5rvese que el volumen total es de V mHD. W. Ec7ar un tro6o de cinta de magnesio Bdoblar la cinta para que al introducirla en ?a disolución quede cubierta completamente por 5sta. #gitar levemente para que ?a cinta se introdu6ca en la disoluciónD en el primer tubo y medir el tiempo que tarda en reaccionar completamente. V. #notar el resultado en la tabla. Repetir el proceso para los restantes tubos. abla de resultados: Experiment o

mH /Cl >@ V.4

[t s

"/Cl$ B@D

@oles /Cl

1

mH de agua K

I>

>@

4.4I

)

).V

).V

14)

I@

4.41V


I

I.

1.I

W>

1.V> @

4.44 <

>. Reali6ar los cálculos para la pen=ltima y =ltima columna. En la pen=ltima calcular la concentración de /C0 en la disolución empleada y en la =ltima los moles empleados de /C0. . # partir de la masa promedio de la cinta de magnesio, calcular los moles de magnesio que reaccionan y comprobar que es el reactivo limitante en todos los casos. -

Cada tro6o de cinta de magnesio tiene una masa promedio de 4.4W
Huego: n Mg=¿

@gBsD

'

)/Cl X

0.0484 23.305

)@gCl)BaqD

=0.002 mol

'

/)BgD

1 mol Mg → 2 mol HCL

0.002 molMg→ 0.004 mol HCl

Como se observa la 4.44) mol de @g solo reaccionaran con 4.44W moles de /Cl, y como se observa en la tabla de resultados los moles de /Cl es mayor a este en todos los casos, por lo que podemos decir que el @g es el reactivo limitante en cada uno de los casos.



0nluencia de la concentración de los reactivos en la velocidad de la reacción - eterminar la velocidad de reacción del tiosulato de sodio en medio acido.

@#ER0#HE-


-

V matraces de Erlenmeyer V tubos de ensayo ;ipetas iolas #gua destilada iosulato Ba6-)4ID cido clor7ídrico B/C0D &alan6a electrónica Cronómetro 1 7o+a bond y un marcador

;R*CE0@0E* EZ;ER0@E#H - -e rotulan del 1 al V los matraces de Erlenmeyer. -

-e pesa con la ayuda de la balan6a electrónica >g de iosulato BW4gYHD

-

-e me6cla el iosulato con 1V4 ml de agua y posteriormente se coloca en cada matra6 V4, W4, I4, )4 y 14 ml respectivamente.

En el erlenmeyer se a8adirá un volumen de agua de tal modo que tenga en total V4 ml en todos los rascos el volumen debe ser constante. -

Huego se diluye el /C0 >@ a /C0 )@, de lo que se tiene que: @11 ( @)) )@B)VmlD ( W@BxD

-

X x( <.II ml

Entonces, teniendo el /C0 a8adimos Vml de este acido a cada uno de los V tubos de ensayo.

En este momento se explica la reacción química qu5 ocurrirá cuando los reactivos se me6clen en el Erlenmeyer

-

a)-)*I ' /Cl X -*) ' -BcoloidalD ' aCl En una 7o+a, se marca una cru6 visible en el centro.

' /)*


eniendo los matraces con V4 mH cada uno y los tubos de ensayo con V ml respectivamente, se coloca un matra6 en el centro de la 7o+a y se le a8ade el contenido de un tubo de ensayo, es en este momento que ponemos a uncionar el cronometro y se toma el tiempo en que la cru6 marcada en la 7o+a pierde visibilidad. - -e repite el proceso con todos los matraces. abla de resultados: experiment ml de ml de ml de iempo ConcenK 1Ytiemp o a)-)*I agua /Cl s tracion o )@ molYH 1 V4 K V )W 4.)VI 4.4W) ) W4 14 V )> 4.)4) 4.4I< I I4 )4 V I1 4.1V) 4.4I) W )4 I4 V W 4.141 4.4)1 V 14 W4 V 11 4.4V1 4.44< 1V4 144 )V -

I. Resultados  Qraica tiempo vs concentración de ácido clor7ídrico para la reacción con magnesio.




Qráica para el segundo experimento:

W. Conclusiones 

 

Es clara la relación entre tiempo y concentración, existiendo una relación inversamente proporcional, puesto a mayor concentración la relación se da en menos tiempo. e esto podemos deducir que a mayor concentración de reactantes mayor es la velocidad de reacción. Ha relación entre el tiempo y la concentración es una curva potencial, como se observa en las gráicas.

V. &ibliograía - 7ttp:YYAAA.uv.esYbae6aYcqtemaI.7tml - 7ttp:YYAAA.ing.unp.edu.arYasignaturasYquimicaYpracticosdelaboratoriopdYl abV.pd - 7ttp:YYAAA.educarc7ile.clYec7YproYappYdetalleSid(1II1

>. Cuestionario 1. Cómo aecta la concentración del ácido a la velocidad de reacciónS


El ácido es uno de los reactantes por lo tanto inluye en la velocidad de la reacción y varia como varia la concentración del ácido. Cuáles son las columnas de la tabla importantes para maniestar esta dependenciaS Has tablas del tiempo. ). /ay suicientes moles de /C0 en cada caso para que reaccione todo el magnesioS -i se 7a comprobado que el magnesio es el reactivo limitante. Responde: a. escriban lo que ocurre en esta reacción. Cómo la caliicarían: una reacción rápida o lentaS Es dependiente de las concentraciones, a decir por la duración en pocos minutos sería una reacción rápida b. ;lanteen la ecuación química para la reacción eectuada. Quíense por este esquema: #cido K'K metal

sal ' 7idrógeno

@gBsD ' )/ClBaqD X @gCl) ' /) c. -e8alen cuáles son los reactantes y cuáles los productos de esta reacción. Reactante: @g y /Cl ;roducto: cloruro de magnesio e 7idrogeno gaseoso d. Construyan un gráico de puntos con los datos tiempoKvolumen de / ) BE+e x: tiempoT E+e y: volumen de / )D


V vs t (exp. 1) 0.4 0.3

Volumen de H2 0.2 0.1 0 0

100 200 300 400 500 600 700 800

Tiempo

e. Comparen su gráico con el obtenido en otro grupo que 7aya utili6ado la concentración ácida distinta a la de ustedes. Cómo explicarían las dierencias entre los gráicosS Has dierencias se dan en las tomas de tiempo, dado que por motivos de limpie6a de tubos o imprecisión al cronometrar las reacciones.

. Recuerden y deinan qu5 signiica una concentración 4.V@ y otra 1@ de /Cl El 7ec7o de que una concentración sea mayor a la otra, quiere decir que en dic7a disolución 7ay más cantidad de moles que en la otraT o en otras palabras, la de mayor concentración es más LpuraM que la de menor concentración. Ha inluencia que esto tiene en la reacción es que a mayor concentración, la velocidad de reacción es mayor.

g. ;redigan cómo aectaría la velocidad de la reacción que reali6aron si se utili6ara una disolución de /Cl a mayor temperatura que la ambiental B)VfCD, digamos que a unos V4fC.


Huego de reali6ar la ecuación de #rren7ius, se llega a la conclusión que la velocidad aumenta, ya que la temperatura 7ace que se llegue más rápido a la energía de activación.

informe N°4cinetica quimica

Recommend Documents