UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

Tema: Cinética Química

Curso: Fisicoquímica 2

Profesor: Ipanaque Maza Calixto

Alumno: Adrian Quispe Arizanca

2021
 INTRODUCCIÓN

Se buscará hallar la velocidad de reacción del peróxido de hidrogeno y

posteriormente plasmar su comportamiento respecto al tiempo en una gráfica.
Para ello utilizaremos un promotor y un catalizador que en nuestros casos serán
FeCl3 y la solución FeCl3(0.2m) con CuCl2(0.2M). Haremos 3 experiencias un con
agua, otra con un catalizador y la última con catalizador y promotor. En todas las
experiencias nuestro titulante será el KMnO4.
Finalmente, con los volúmenes gastados en cada punto respectivo, hallaremos la
molaridad y pasaremos a graficar.
I.- OBJETIVOS
 Estudiar la velocidad de reacción
 Determinar la K constante de velocidad y orden de reacción
 Determinar cómo influye el catalizador y el promotor
II.- MARCO TEORICO
La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o
velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de
reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las
mismas. 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 velocidad de una reacción química.
Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente.

VELOCIDAD DE REACCIÓN

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia

formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos
como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es
constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es
mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la
velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la
concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la
velocidad de la reacción. La medida de la velocidad 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 velocidad 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 velocidad de reacción se mide en unidades
de concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decir moles/(l·s). La velocidad
media de aparición del producto en una reacción está dada por la variación de la
concentración de una especie química con el tiempo: v=dC /dt La velocidad de
aparición del producto es igual a la velocidad de desaparición del reactivo. De este
modo, para una reacción química hipotética:

aA +bB → cC+ dD

La velocidad de reacción se define como:

a b
r =k [ A ] [ B ]
(las concentraciones de reactivos están elevados a su correspondiente coeficiente
cinético sólo en el caso en el que la reacción sea elemental). Donde los corchetes
denotan la concentración de cada una de las especies; "r" denota la velocidad de
reacción y "k" es la constante de velocidad. La velocidad de las reacciones
químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión
puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar
minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede
tardar millones de años.

Factores que influyen en la rapidez de reacción

Existen varios factores que afectan la velocidad 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 negativos se llaman electro catalizador y los `positivos catalizadores
normales

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 velocidad 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 velocidad, 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 velocidad 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 velocidad 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 velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es
mayor, la velocidad es mayor. Al encontrarse los reactantes en distintas fases
aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es
decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los
casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y
son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso. No cabe
duda de que una mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero
también son muy importantes la difusividad del reactante en el medio, y su
solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactante, y viene
determinada por el equilibrio entre las fases.

Presencia de un catalizador

Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla, además,

empeoran 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 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 llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen
conocer como inhibidores.

Concentración de los reactivos

La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se
encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de
colisión... La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la
dependencia de la velocidad 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 velocidad. De
este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad 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 qué 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 velocidad 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 velocidad de reacción.

Energía de Activación
En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben
poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de
la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para
originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas
 solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que
reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea
igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación
(Ea). Una colisión con energía Ea o mayor, consigue que los átomos de las
moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve a cabo la
reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente.
La constante de la velocidad de una reacción (k) depende también de la
temperatura ya que la energía cinética depende de ella. La relación entre k y la
temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

Donde A es el factor de frecuencia de la materia prima con la presión.

3. Método gráfico de rapidez integrada -usando el cálculo integral las leyes de
rapidez tienen una ecuación específica dependiendo del orden de la reacción
para reacciones del tipo:

a. Orden cero, n = 0 (Separando variables e integrando)

b. Orden uno, n = 1 (usando el mismo método de separación de variables e

integración)
c. Orden dos, n = 2

Un ejemplo de las gráficas de las tres ecuaciones lineares se presenta en la figura

a continuación.

Orden cero

Orden uno
Orden dos

III.- DESARROLLODO EXPERIMENTAL

 SIN CATALIZADOR
En un tubo de ensayo agregar 75 ml de H2O2 (2 volúmenes), luego
verter 15 ml de agua agitamos y a esta solución se añade 5 ml de H 2SO4
diluido y procedemos a titular la solución con KMnO 4 0.02 N.
 Datos:

tiempo V KMnO4
(min) (mL)
0 36.5
20 36.6
40 35.5
60 36.0
80 36.0

 CON CATALIZADOR
En un tubo de ensayo agregar 75 ml de H 2O2 (2 volúmenes), luego
verter 15 ml FeCl3 0.05 M agitamos y a esta solución se añade 5 ml de
H2SO4 diluido y procedemos a titular la solución con KMnO4 0.02N.

Datos:
tiempo V KMnO4
(min) (mL)
0 39.0
25 1.2
40 0.6
60 0.3

 CON CATALIZADOR Y PROMOTOR

En un tubo de ensayo agregar 75 ml de H2O2 (2 volúmenes), luego verter 15 ml
de (FeCl3 + CuCl2) 0.02 M agitamos y a esta solución se añade 5 ml de H 2SO4
diluido y procedemos a titular la solución con KMnO4 0.02 N.

Datos:

tiempo V KMnO4
(min) (Ml)
 0 34.2
20 12.0
40 3.0
80 1.0

CALCULOS Y RESULTADOS

 SIN CATALIZADOR

NKMnO4=0.02N

Teniendo en cuenta la siguiente reacción química:

5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4 →8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Se procede a tomar 3ml de la muestra de la reacción descrita, después

se va añadiendo ciertos volúmenes de KMnO 4 cada 20min como está
descrito en la siguiente tabla:

tiempo V KMnO4
(min) (mL)
0 36.5
20 36.6
40 35.5
60 36.0
80 36.0

Titulación con KMnO4 tomando de los volúmenes descritos en la tabla:

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗36.5 ml
N=0.2433 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗36.6 ml
N=0.2440 N
  V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗35.5 ml
N=0.2367 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗36 ml
N=0.2400 N

Como siguiente paso procedo a tomar logaritmo natural de la normalidad y

llevarlo a una tabla para hacer la gráfica Ln VS tiempo.

tiempo V KMnO4 Normalidad(A Ln(A)

(Ml) )
(min)
0 36.5 0.2433 -1.413323
20 36.6 0.2440 -1.410587
40 35.5 0.2367 -1.441103
60 36.0 0.2400 -1.427116
80 36.0 0.2400 -1.427116

SIN CATALIZADOR
-1.395
-1.400 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
-1.405
-1.410
-1.415
-1.420 f(x) = − 0 x − 1.42
ln(A)

-1.425 R² = 0.32
-1.430
-1.435
-1.440
-1.445

tiempo (min)

De la ecuación obtenida del ajuste y de la ecuación de 1° orden:

ln [ A ] =−Kt + ln [ A 0 ]
 y = -0.0002x - 1.415

Se tiene:
K=−0.0002 min−1
ln [ A0 ] =−1.415
Entonces:
K=−0.0002 min−1

[ A0 ] =0.2429 N
 CON CATALIZADOR FeCl3

NKMnO4=0.02N

Teniendo en cuenta la siguiente reacción química:

5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4 →8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Se procede a tomar 3ml de la muestra de la reacción descrita, después se va

añadiendo ciertos volúmenes de KMnO4 cada 20min como está descrito en la
siguiente tabla:

tiempo V KMnO4
(min) (ml)
0 39.0
25 1.2
40 0.6
60 0.3

Titulación con KMnO4 tomando de los volúmenes descritos en la tabla:

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗39 ml
N=0.26 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗1.2 ml
 N=0.008 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗0.6 ml
N=0.004 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗0.3 ml
N=0.002 N

Como siguiente paso procedo a tomar logaritmo natural de la normalidad y llevarlo

a una tabla para hacer la gráfica Ln VS tiempo.

tiempo V KMnO4 Normalidad(A Ln(A)

(Ml) )
(min)
0 36.5 0.2433 -1.413323
20 36.6 0.2440 -1.410587
40 35.5 0.2367 -1.441103
60 36.0 0.2400 -1.427116
80 36.0 0.2400 -1.427116

CON CATALIZADOR
0.0
0 10 20 30 40 50 60 70
-1.0

-2.0
f(x) = − 0.08 x − 1.96
-3.0
R² = 0.89
ln (A)

-4.0

-5.0

-6.0

-7.0
tiempo (min)

De la ecuación obtenida del ajuste y de la ecuación de 1° orden:

 ln [ A ] =−Kt + ln [ A 0 ]

y = -0.0806x - 1.9582
Se tiene:
K=−0.0806 min−1
ln [ A0 ] =−1.9582
Entonces:
K=−0.0806 min−1

[ A0 ] =0.1411 N

 CON CATALIZADOR FeCl3 Y PROMOTOR CuCl2

NKMnO4=0.02N

Teniendo en cuenta la siguiente reacción química:

5H2O2 +2KMnO4 + 3H2SO4 →8H2O +5O2 + 1K2SO4 + 2MnSO4

Se procede a tomar 3ml de la muestra de la reacción descrita, después se va

añadiendo ciertos volúmenes de KMnO4 cada 20min como está descrito en la
siguiente tabla:

tiempo V KMnO4
(min) (Ml)
0 34.2
20 12.0
40 3.0
80 1.0

Titulación con KMnO4 tomando de los volúmenes descritos en la tabla:

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗34.2 ml
N=0.228 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

 3 ml∗N=0.02 N∗1.2 ml
N=0.008 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗3 ml
N=0.02 N

 V H 2 O 2∗N H 2 O 2=V KMnO 4∗N KMnO 4

3 ml∗N=0.02 N∗1 ml
N=0.0067 N

Como siguiente paso procedo a tomar logaritmo natural de la normalidad y llevarlo a una
tabla para hacer la gráfica Ln VS tiempo.

tiempo V KMnO4 Normalidad(A Ln(A)

(ml) )
(min)
0 34.2 0.2280 -1.478410
20 12.0 0.0800 -2.525729
40 3.0 0.0200 -3.912023
80 1.0 0.0067 -5.010635

CON CATALIZADOR Y PROMOTOR

0.0
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90
-1.0

-2.0 f(x) = − 0.04 x − 1.68

R² = 0.96
ln(A)

-3.0

-4.0

-5.0

-6.0
tiempo (min)

De la ecuación obtenida del ajuste y de la ecuación de 1° orden:

 ln [ A ] =−Kt + ln [ A 0 ]

y = -0.0444x - 1.6776
Se tiene:
K=−0.0444 min−1
ln [ A0 ] =−1.6776
Entonces:
K=−0.0444 min−1

[ A0 ] =0.1868 N

IV.- CONCLUSIONES
 Con la experiencia realizada se pudo comprobar que el orden de la
reacción es de primer orden.

 Las constantes halladas para cada tipo de reacción fueron:

 Para la reacción sin catalizador
K=-0.0002min-1 [ A0 ] =0.2429 N

 Para la reacción con catalizador

K=-0.0806 min-1
[ A0 ] =0.1411 N

 Para la reacción con catalizador + promotor

K= -0.0444min-1
[ A0 ] =0.1868 N
  Se pudo demostrar una relación de la concentración con el tiempo y el
efecto de los catalizadores y los promotores para favorecer la reacción.

V.- BIBLIOGRAFIA
 Atkins, P, W. (1992). Fisicoquímica. Tercera edición. Wesley
Iberoamericana: México.
 Maron & Prutton. (1984). Fundamentos de Fisicoquímica. Décima-quinta
edición. Limusa.
 Levine. (1996). Físico Química. Cuarta edición. Mc Graw-Hill: Madrid.