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Velocidad de reacción (página 2)



Partes: 1, 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

Velocidad (mol/seg)

Tiempo (seg)

Mol

7.89* 10-6

38

3*10-4

1.05 *10-5

28.47

3*10-4

2.41 *10-5

12.47

3*10-4

EXPERIMENTO 2: Efecto e la
Concentración

Concentración HCL
(M)

6

3

2

Tiempo de reacción
(seg)

18

55.05

83.72

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

Velocidad (mol/seg)

1.11 *10-6

1.85 *10-5

Tiempo (seg)

90

5.42

Concentración (M)

0.1

0.1

  • 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.

Velocidad (mol/seg)

5*10-7

1*10-6

1.64*10-6

Tiempo (seg)

40

15.04

12.20

Concentración (M)

0.01

0.01

0.01

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

Partes: 1, 2
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