‘’AÑO DEL DIÁLOGO Y LA RECONCILIACIÓN NACIONAL’’

FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA, METALÚRGICA Y

GEOGRÁFICA

ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA DE MINAS

Curso: Laboratorio de Físico – Química

Tema: “Cinética Química”

Profesor: Ing. Canchari Silverio, Godelia

Ciclo: 2018 - 1

Alumno: Gonzales Castro, Jerson Javier Patrick

Código: 17160228

LIMA – PERÚ
26 de Junio de 2018
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 1. RESUMEN:
En la presente experiencia se estudió la velocidad de reacción de
una sustancia determinada. Se hicieron mezclas de soluciones
tales como es el caso del agua con el tiosulfato. Se depositaron las
soluciones en 5 matraces diferentes, cada matraz contenían
volúmenes de soluciones que se encontraban relacionadas
mediante una progresión aritmética 10, 20, 30,40 y 50 ml.
Posteriormente se calculó las velocidades de reacción para cada
una de ellas, ya que, al agregar determinadas cantidades de ácido
la solución de tiosulfato cambiaba de color dependiendo de la
concentración o molaridad que esta solución tenía.
2. OBJETIVOS:
 Medir experimentalmente el tiempo que tarda una reacción química
en alcanzar una determinada concentración y a partir de las medidas
deducir como varía ese tiempo en función de la concentración inicial
de tiosulfato de sodio.
 Lograr tener un conocimiento experimental del proceso de cinética
química.
 Obtener la velocidad de reacción a partir del tiempo experimental y
si fuese posible comparar con la parte teórica.
 Hallar las curvas [M] vs t (tiempo) ; [M] vs 1/t
3. RESEÑA HISTÓRICA:

CINETICA QUIMICA

Antes de 1900, el gran foco de la cinética en las reacciones químicas

consistía en establecer leyes neutrales acerca de la rapidez de estas.
Existieron estudios desde hace más de 200 años, cuando Wenzel en
1771 noto que la disolución de zinc y cobre no era instantánea, sino
que tomaba un tiempo finito de tiempo. Posteriormente en 1778,
Priestley encontró que la cantidad de tiempo requerido para
transformar el óxido de mercurio en mercurio elemental era
dependiente la cantidad de oxigeno presente. Así se consideró que las
primeras medidas sobre las velocidades de las reacciones químicas
mostraban que existía un tiempo finito para que llevaran a cabo, sin
embargo, aún no se entendían bien estos fenómenos.

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En una serie de artículos publicados entre 1860 y 1879, los científicos
Hercourt y Essen mostraron que existía una relación entre la rapidez
de las reacciones químicas y la concentración de los reactivos. Este
periodo histórico es muy importante ya que químicos como Bernoulli,
Joule, Kroing y particularmente Maxwell, permitieron a través de la
teoría cinética de los gases determinar bases conceptuales para
comprender diferentes fenómenos y poder estudiarlos con nuevas
teorías, por ejemplo la teoría de las probabilidades. Durante los
siguientes años, en 1886 Van’t Hoff propuso la idea para mostrar que
la rapidez de las reacciones era una función de la concentración en el
reactor y de la temperatura. Arrhenius cuantifico el comportamiento
sobre la temperatura en la rapidez de una reacción química y
Menschutkin mostro que la rapidez también variaba con la estructura
de las moléculas y la naturaleza de los disolventes.

Las primeras teorías de la rapidez de una reacción fueron propuestas

entre 1889 y 1930. En 1889 Arrhenius escribió una famosa publicación
“Estudios de la dinámica química” donde propuso que las reacciones
eran activadas porque solo las moléculas calientes en realidad pueden
reaccionar. Esto condujo a la idea que la rapidez de una reacción era
determinada por la rapidez de colisión de las moléculas calientes. En
1918, Trautz y Lewis cuantificaron la idea mostrando que la rapidez de
la colisión, por la probabilidad de que la colisión conduzca a la
reacción. El modelo resultante se llamó TEORIA DE COLISONES.

Actualmente, la CINETICA DE LAS REACCIONES QUIMICAS se considera

una rama de la Termodinámica, la cual investiga los estados
intermedios de las transformaciones Físico-Químicas desde la variable
tiempo, la cual es inherentemente dependiente del camino que siguen
tales procesos. Así sobre la base del concepto de reversibilidad en el
equilibrio químico, desde un enfoque macroscópico, es que
parámetros como temperatura, presión, concentración; toman una
importancia significativa, los estudios se basan en estados de
equilibrio y procesos reversibles desde un enfoque microscópico por
lo que trabaja sobre parámetros como temperatura, presión. La
diferencia entre la Cinética y la Termodinámica, es que la primera
estudia los procesos físicos y químicos tomando en cuenta la
perspectiva temporal.

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 4. MARCO TEÓRICO:

La cinética química estudia la velocidad a las que se producen las reacciones

químicas y los mecanismos a través de los cuales se producen dichas
reacciones.
Definición de la velocidad de reacción:
Dada la siguiente reacción química;
a A + b B → c C + d D,
Donde [A], [B], [C] y [D] son las respectivas concentraciones molares
instantáneas, se define velocidad de reacción como:
v = - 1 d [A]/a dt = - 1 d [B]/b dt = 1d [C]/c dt = 1d [D]/d dt
O sea, la variación de la concentración de una sustancia (reactivos o
productos) en la unidad de tiempo, teniendo en cuenta los coeficientes
estequiométricos.
Catalizadores: son aquellas sustancias que aumentan la velocidad de
reacción química. Los inhibidores tienen un efecto contrario.
Ecuación cinética: expresa la velocidad de una reacción química sobre la
base de la concentración de las sustancias actuantes. Por ejemplo en la
reacción aA + b B →cC + dD, la ecuación cinética en el instante t, sería:
v = - 1d [A]/a dt = k [A] X [B]y
Donde x e y son exponentes determinados experimentalmente, que sólo
coinciden con los coeficientes estequiométricos cuando la reacción se

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 produce en una sola etapa. La ecuación cinética, por lo tanto, se obtiene,
experimentalmente, k es una constante de proporcionalidad, llamada
constante específica de reacción y solo depende de la temperatura.
Orden parcial y orden total de una reacción: en la ecuación cinética
anterior, x representa el orden parcial respecto a la sustancia A e y
representa el orden parcial respecto de la sustancia B. La suma de los
órdenes parciales da el orden de una reacción u orden total de la reacción.
En el ejemplo citado, si x + y = z, z será el orden total de dicha reacción
química. Debe aclararse que x e y pueden ser o no números enteros o
pueden también tomar el valor cero.
Las teorías que permiten explicar la cinética de una reacción:
Teoría de las colisiones efectivas

Según esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que
existan choques entre las moléculas de reactantes. Las colisiones, en tanto,
deben cumplir con dos condiciones:
 Las moléculas de reactantes
deben poseer la energía
suficiente para que pueda ocurrir
el rompimiento de enlaces,
reordenamiento de los átomos y
posteriormente la formación de
los productos. Si no se dispone de
la energía suficiente, las
moléculas rebotan sin formar los
productos.
 Los choques entre las moléculas deben efectuarse con la debida
orientación.
Si el choque entre las moléculas cumple con estas condiciones, se dice que
las colisiones son efectivas y ocurre la reacción entre los reactantes.

Teoría del complejo activado

Según esta teoría, al aproximarse los reactantes se produce la formación

de un estado intermedio de alta energía y corta duración que se denomina

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“complejo activado”. La energía de activación es la energía que se necesita
suministrar a los reactantes para que se forme el complejo activado.
Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la
velocidad de la reacción.
De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, la diferencia entre la
energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican
en endergónicas si se requiere energía, y exergónicas si se libera.
Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se
denominarán endotérmicas y exotérmicas respectivamente.
Diagrama de energía para reacciones con energía de activación:
Reacción exotérmica con
energía de activación:
∆E<0
La energía liberada
corresponde a la
diferencia 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.
Reacción endotérmica con
energía de activación:
∆E>0
La energía necesaria para
que ocurra el cambio
corresponde a la diferencia
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.

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Relación entre la velocidad de la reacción y la concentración de los
reactantes
Una forma de estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de
reacción es determinando experimentalmente la velocidad con distintas
concentraciones iniciales de reactantes.
Según la siguiente reacción hipotética: A + B → C, se obtienen los siguientes
valores de velocidad, con distintas concentraciones iniciales de A y de B.

[A] [B] velocidad

0,1 0,1 1 x 10-3
0,1 0,2 4 x 10-3
0,2 0,1 2 x 10-3
0,2 0,2 8 x 10-3
Se puede observar que:
• Al duplicar la concentración de A, manteniendo constante la
concentración de B, la velocidad se duplica, por tanto existe una
proporcionalidad directa entre la velocidad y la concentración de A. El
orden respecto a A en este caso es 1.
• Al duplicar la concentración de B, manteniendo constante la
concentración de A, la velocidad se cuadruplica, por tanto existe una
proporcionalidad directa entre la velocidad y la concentración de B. El
orden respecto a A es 2.
• En el caso de A el orden coincide con el coeficiente estequiométrico; en
cambio, respecto a B, el orden y el coeficiente estequiométrico son
diferentes.
• El orden total de la reacción es 3.
La ecuación de velocidad tiene la siguiente expresión:
V = k [A] [B]2
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.

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Factores que influyen en la velocidad de reacción
Dentro de los factores que alteran la cinética de reacción están:
• Temperatura.
• Concentración.
• Naturaleza de los reactantes.
• Estado físico en que se encuentran los reactantes.
• El grado de disgregación, cuando los reactantes son sólidos.
• Los catalizadores e inhibidores.
Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción
Al incrementar la temperatura la velocidad de la reacción aumenta. Este
hecho encuentra explicación en las dos teorías revisadas, dado que un
aumento de la temperatura favorece los choques efectivos entre las
moléculas, habiendo, además, más moléculas de reactantes que poseen la
energía suficiente para formar el complejo activado.
En general, un aumento de temperatura de 10ºC se traduce en un aumento
de la velocidad cercana al doble de su valor original.
Efecto de la concentración de los reactantes
Al aumentar la concentración de los reactantes, aumenta la probabilidad de
choques efectivos entre las moléculas, y además existen más moléculas que
tienen la energía necesaria para formar el complejo activado. A 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 físico de los reactantes
Las reacciones homogéneas entre gases o entre sustancias disueltas
suceden generalmente con mayor rapidez que si estuvieran en estado
sólido. En el primer caso es mayor el número de choques entre las
moléculas, lo que favorece la velocidad de reacción.
El grado de división de los sólidos influye en la cinética de la reacción, ya
que cuando aumenta la superficie efectiva de contacto entre los reactantes,
mayor es la probabilidad de que tenga lugar el choque de las moléculas.
Cuando el sólido está como un trozo, la reacción se produce con las
moléculas de la superficie.

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Catalizadores e inhibidores
Un catalizador es una sustancia que, estando presente en una reacci
ón química, produce una variación de su velocidad sin ser consumida ni
formada durante el transcurso de la reacción.
Los catalizadores pueden ser catalizadores positivos o catalizadores
negativos. Los primeros son las sustancias que aumentan la velocidad de la
reacción, pero que no se consumen ni se forman, pues su papel es disminuir
la energía de activación. En cambio, los catalizadores negativos o
inhibidores, aumentan la energía de activación, y por lo tanto, disminuyen
la velocidad de la reacción.
5. PARTE EXPERIMENTAL
Influencia de la concentración de los reactivos en la velocidad de la
reacción

- Determinar la velocidad de reacción del tiosulfato de sodio en

medio acido.

MATERIALES:

- 5 matraces de Erlenmeyer
- 5 tubos de ensayo
- Pipetas
- Fiolas
- Agua destilada
- Tiosulfato (𝑁𝑎2 𝑆2 𝑂3 )
- Ácido clorhídrico (HCI)
- Balanza electrónica
- Cronómetro
- 1 hoja bond y un marcador

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

- Se rotulan del 1 al 5 los matraces de Erlenmeyer.

- Se pesa con la ayuda de la balanza electrónica 6g de Tiosulfato

(40g/L)

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 - Se mezcla el Tiosulfato con 150 ml de agua y posteriormente se
coloca en cada matraz 50, 40, 30, 20 y 10 ml respectivamente.

En el erlenmeyer se añadirá un volumen de agua de tal modo que tenga

en total 50 ml en todos los frascos el volumen debe ser constante.

- Luego se diluye el HCI 6M a HCI 2M, de lo que se tiene que:

M1V1 = M2V2
2M(25ml) = 4M(x) → x= 8.33 ml

- Entonces, teniendo el HCI añadimos 5ml de este acido a cada

uno de los 5 tubos de ensayo.

En este momento se explica la reacción química qué ocurrirá cuando los

reactivos se mezclen en el Erlenmeyer

Na2S2O3 + HCl → SO2 + S(coloidal) + NaCl + H2O

- En una hoja, se marca una cruz visible en el centro.
- Teniendo los matraces con 50 mL cada uno y los tubos de ensayo
con 5 ml respectivamente, se coloca un matraz en el centro de la
hoja y se le añade el contenido de un tubo de ensayo, es en este
momento que ponemos a funcionar el cronometro y se toma el
tiempo en que la cruz marcada en la hoja pierde visibilidad.
- Se repite el proceso con todos los matraces.
6. TABLA DE RESULTADOS:

EXPERIMENTO ml de ml de ml de Tiempo Concentración 1/Tiempo

Na2S2O3 agua HCl 2M (s) (mol/L)
1 50 - 5 24 0.253 0.042
2 40 10 5 26 0.202 0.038
3 30 20 5 31 0.152 0.032
4 20 30 5 47 0.101 0.021
5 10 40 5 117 0.051 0.008
150 100 25

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 7. CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES:
 Se demostró la relación entre tiempo y concentración,
existiendo una relación inversamente proporcional porque a
mayor concentración la relación se da en menos tiempo.
 La relación entre el tiempo y la concentración es una curva
potencial como se observa en las gráficas.
 Usar el guardapolvos dentro del laboratorio para evitar
accidentes.
 Debido al empleo de ácidos se podrían causar daños a la piel y
por el olor fuerte del amoniaco es mejor manejarlo a una
distancia recomendable.
 Lavar de manera correcta los materiales donde se echarán las
soluciones empleadas en el laboratorio porque de no ser así
podría generar muchos errores al realizar el experimento.
8. BIBLIOGRAFIA:
 Libro de FISICOQUIMICA GASTON PONS MUZZO
 http://www.uv.es/~baeza/cqtema3.html
 http://www.ing.unp.edu.ar/asignaturas/quimica/practicos_de_laboratori
o_pdf/lab5.pdf
 http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?id=13317

9. CUESTIONARIO:
1. ¿Cómo afecta la concentración del ácido a la velocidad de
reacción?
El ácido es uno de los reactantes por lo tanto influye en la velocidad
de la reacción y varia como varia la concentración del ácido.

2. ¿Cuáles son las columnas de la tabla importantes para

manifestar esta dependencia?
Las tablas del tiempo.

3. Planteen la ecuación química para la reacción efectuada. Guíense

por este esquema:
Na2S2O3 (aq) + HCl (aq) → SO2 (g) + S (coloidal) + NaCl (s) + H2O (l)

Ecuación balanceada:
Na2S2O3 + 2HCl + H2O → SO2 (g) + S (coloidal) + 2NaCl(s) + 2H2O

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Ecuación iónica:
2H+ +2Cl- + Na2S2O3 → H2O +SO2 + S + 2Na+ + 2Cl-
2H+ + Na2S2O3 → H2O +SO2 + S + 2Na+
4. Señalen cuáles son los reactantes y cuáles los productos de esta
reacción.

Reactantes: Na2S2O3 (aq) y HCl (aq)

Productos: SO2 (g), S (coloidal), NaCl (s)

5. Recuerden y definan qué significa una concentración 0.5M y otra

1M de HCl

Se puede observar que una concentración es mayor a la otra lo cual

quiere decir que en la solución con mayor concentración hay más
cantidad de moles que en la otra, es decir, la de mayor concentración es
más “pura” que la de menor concentración. La influencia que esto tiene
en la reacción es que a mayor concentración la velocidad de reacción es
mayor.
6. Predigan cómo afectaría la velocidad de la reacción que realizaron
si se utilizara una disolución de HCl a mayor temperatura que la
ambiental (25°C), digamos que a unos 50°C.

Al emplear la ecuación de Arrenhius se llega a la conclusión que la

velocidad aumenta, ya que, la temperatura hace que se llegue más
rápido a la energía de activación.

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