ESPOL - FCNM – DCQA Fecha:

LABORATORIO DE CINÉTICA Y 03 / 11 / 2023

REACTORES
Paralelo: 101
PAE 2021
Velocidad de una reacción metal-ácido Informe # 1
Integrantes:
Torres Giulianna, Vinueza Sheila, Yaguana Juan

Profesor: Ing. Luis Vaca S. Calificación:

1. Objetivo General

Contrastar los valores de dos ensayos a diferentes temperaturas de una reacción

metal-ácido partiendo de la construcción de una torre colectora que simule un
reactor Batch para la estimación de parámetros cinéticos.

2. Objetivos Específicos

 Comparar la velocidad de reacción y la constante de velocidad experimental

de cada experimento con la teórica para el análisis de la reacción
involucrada.
 Establecer una relación entre la energía de activación y la temperatura
partiendo del fundamento teórico.

3. Datos recopilados

Tabla 1. Datos iniciales medidos del ensayo

Masa 1 del Mg [g] 0.0520
Masa 2 del Mg [g] 0.0501
Volumen del HCl 1 N [mL] 25
Temperatura 1 [°C] 26
Temperatura 2 [°C] 40
Nota 1: se refiere al primer experimento en condiciones ambientales Temperatura
1 y el 2 hace referencia al segundo experimento ocurrido a la Temperatura 2

Tabla 2. Volumen de 𝐻2 liberado de la experimentación 1

Volumen H2 [mL] Tiempo [s]
10 13.44
20 25.58
30 38.31
40 48.91
50 59.18

1
 Tabla 3. Volumen de 𝐻2 liberado de la experimentación 2
Volumen H2 [mL] Tiempo [s]
10 5.96
20 18.76
30 29.08
40 41.2
50 59.38

4. Algoritmo de resolución

Procedimiento de la práctica:

1. Dentro de esta práctica, se realizará un ensayo de laboratorio con una

reacción metal – ácido con el fin de determinar parámetros cinéticos.
2. Primero, enceramos la balanza analítica, y con la ayuda de una espátula y
un trozo de papel se pesarán aproximadamente 0,05 g de Magnesio; el
propósito de usar papel en lugar de un vidrio reloj es por la forma en la que
se encontraba el magnesio en forma de tiras y para perder la menor cantidad
posible de reactivo y para verterlo de manera más rápida y accesible. Pesar
con 4 decimales de precisión.
3. Dentro de un Erlenmeyer se colocará 25 mL de ácido clorhídrico 1N
4. Por otra parte, se empieza a armar el sistema donde se llevará a cabo la
reacción. Se prepara la torre colectora de gas; se coloca agua de la llave en
una probeta de 100 mL hasta que llegue a su límite de capacidad.
5. Colocar agua de la llave hasta la mitad, dentro del cristalizador.
6. Para este paso hay que ser cuidadosos al invertir la probeta y sumergir la
entrada en el cristalizador; con la ayuda de una nuez y una pinza se sostiene
la probeta en el soporte.
7. Colocar la manguera en el interior de la probeta invertida hasta la mitad de
su altura.
8. Agregar la cantidad pesada de magnesio dentro del Erlenmeyer y tapar de
forma inmediata con el tapón conectado a la manguera.
9. Medir con la ayuda de un cronómetro el tiempo de desplazamiento del gas
por cada 10 mL hasta que se detenga la reacción y ya no salga ninguna
burbuja de gas.
10. Para la experimentación 2, repetir los pasos del 2 al 9. Con el cambio de que
esta vez, se coloca un Erlenmeyer en un cristalizador con agua caliente a 35
°C, esperar 5 minutos hasta el equilibrio térmico.
 Procedimiento de cálculos respectivos:

11. Expresar la velocidad de generación de producto (H2) en mL/s considerando

el tiempo final del experimento.
12. Determinar la velocidad de producto teórica teniendo como limitante el Mg y
una conversión del 100% (es decir, se consumió completamente),
considerando la ley de gases.
13. Expresar la variación de los datos para cada velocidad por temperatura
obtenida mediante el cálculo del error porcentual.
14. Expresar la velocidad del producto en función de los dos reactivos
proponiendo un mecanismo de reacción de dos pasos siendo que la reacción
global es elemental
15. Considerando los moles de entrada, realizar una tabla estequiometrica
(Batch) en función del Mg como reactivo limitante
16. Expresar las concentraciones de cada componente en función de la
conversión partiendo de una tabla estequiometrica en modelo de Reactor
Batch
17. Expresar la velocidad de reacción global en función de la conversión
tomando en cuenta las moles iniciales de cada reactivo
18. Mediante la Ecuación de Arrhenius modificada para el ajuste de constantes
K, obtener la Energía de activación teórica y experimental para la reacción
teniendo en cuenta que la velocidad en ml/s de generación del producto (H2)
es directamente proporcional a la variación de moles del mismo. Usar la
velocidad de reacción al ser directamente proporcional a K y que la reacción
global es elemental.
19. Expresar la variación de los datos para cada Energía de Activación obtenida
por uso de datos experimentales y teóricos mediante el cálculo del error
porcentual.

5. Observaciones

 Durante la práctica, en el matraz Erlenmeyer se vio que el color gris del Mg

se iba perdiendo, esto debido a que los óxidos metálicos que rodean la
muestra poseen una capa protectora de la corrosión y al momento de entrar
en contacto con el HCl, se produce la reacción haciendo que elimine esa
capa.
 La superficie metálica comienza a volverse opaca a medida que el ácido
clorhídrico reacciona con el magnesio, formando cloruro de magnesio y
liberando hidrógeno gaseoso.
 El experimento presentaba un burbujeo, tipo efervescencia, a causa de la
liberación del gas hidrógeno que es uno de los productos de la reacción, la
cual eventualmente se detuvo al finalizar la reacción.
6. Resultados obtenidos

Tabla 4. Velocidad experimental y teórica del experimento a diferente temperatura

Velocidad
Velocidad teórica
Experimento experimental %Error
[mL/s]
[mL/s]
1 0.84488 0.85211 0.84836
2 0.84203 0.88900 5.28325

Tabla 5. Valores de energía de activación experimental y teórica a diferentes

temperaturas
Energía de
Energía de
activación %Error
Experimento activación
experimental energía
teórica [J/mol]
[J/mol]
1
-187.50796 2355.6884 107.96
2

7. Análisis de resultados

Para la práctica velocidad de una reacción metal – ácido. Se utilizó ácido clorhídrico
y magnesio, una reacción redox y de desplazamiento simple, donde el magnesio
sólido reacciona con el ácido clorhídrico acuoso para producir cloruro de magnesio
y gas hidrógeno. Dicha reacción, que se describe como: 𝑀𝑔 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑔𝐶𝑙2 + 𝐻2
se fundamenta con la cinética química. La reacción entre el 𝐻𝐶𝑙 y el 𝑀𝑔, en
particular sigue una cinética de primer orden; lo que significa que la velocidad de
reacción es directamente proporcional a la concentración del magnesio.
Matemáticamente, esto se expresa como: 𝑟 = 𝑘 ∙ [𝑀𝑔]. No obstante, dentro de los
cálculos para hallar la velocidad de reacción se lo expresa como: −𝑟𝑀𝑔𝐶𝑙 =
𝑘1 [𝑀𝑔]1 [𝐻𝐶𝑙]2 asumiendo que la reacción es elemental, cumpliendo con los
órdenes de reacción acorde a los coeficientes estequiométricos de la ecuación
balanceada.

La cinética de primer orden implica que, a medida que el 𝑀𝑔 es consumido durante

la reacción, la velocidad de reacción disminuye de manera exponencial, esto se
debe a que al principio la concentración de 𝑀𝑔 es alta, la reacción es más rápida,
pero a medida que se agota el 𝑀𝑔, esta velocidad disminuye (Wang, 2020).

Los resultados obtenidos y dentro de la parte de cálculos muestran una relación

inversa a lo esperado. Pues, mientras el sistema se someta a una mayor
temperatura la velocidad es más rápida. Sin embargo, esto no se cumple del todo
al final de la toma de datos, en la Tabla 4 se puede observar que para la
experimentación 1 se tiene valores favorables respecto a la teoría con un error del
0.84836%, sin embargo, para la experimentación a 40°C esto no es así ya que se
observa que la velocidad de reacción es de 0.84203 mL/s que en comparación a la
primera es muy baja, además que cuenta con un porcentaje de error mucho mayor
del 5.28325%. En la Tabla 2 y 3 se puede apreciar como el experimento 2 iba siendo
mucho más rápida a diferencia del experimento 1, sin embargo en los dos últimos
tiempos se puede ver que la reacción se vuelve más lenta para el experimento a
40°C. Pueden existir múltiples razones que justifican este comportamiento. Para
empezar, un factor que pudo haber alterado estos datos fue una toma sin precisión
y con tiempos inexactos lo que perjudicaron los cálculos. A temperaturas más altas,
es posible que los reactivos se consuman de forma más rápida, si la cantidad de
reactantes es limitada, disminuye la velocidad a medida que se agotan los
reactivos. También ocurren ciertos fenómenos de superficie, donde la superficie de
magnesio puede cambiar debido a la corrosión o a la formación de una capa
protectora, lo que afecta la velocidad de reacción y por último se encuentra la
presencia de inhibidores; los cuales a temperaturas más altas se pueden producir
junto con compuestos secundarios que afectan negativamente la velocidad de
reacción (Braun, 1987).
Esto debido a errores experimentales dentro del laboratorio, tales como: las
mediciones de tiempo, las cantidades de reactantes y las condiciones ambientales
pueden no ser completamente precisas. Incluso pequeños errores en las
mediciones pueden llevar a discrepancias entre los valores experimentales y
teóricos. Es importante revisar los procedimientos experimentales y asegurarse de
que todas las mediciones se realicen con la mayor precisión posible.

Por otro lado, en la Tabla 5 se tienen los datos experimentales de la energía de

activación de la reacción utilizando la ecuación de Arrhenius. La energía de
activación es un parámetro importante en la cinética química que se utiliza para
describir la velocidad de una reacción. Sin embargo, en el Experimento 1, se ha
obtenido una energía de activación teórica muy alta la cual es de 2355.6884 J/mol
en comparación con la energía de activación experimental negativa de -187.50796
J/mol que no posee algún tipo de interpretación ya que la energía de activación es
la energía mínima necesaria para que una reacción ocurra (Fogler, 2006). Su
representación gráfica se muestra como una barrera que deben de superar los
reactivos, por lo tanto siempre es una cantidad positiva. Esto puede ser debido a
un error significativo en el cálculo o en la interpretación de los datos. En el
Experimento 2, la energía de activación teórica es de 107.96% mayor que la energía
de activación experimental, lo que también sugiere un error importante.

Dentro de la práctica, ocurren ciertas limitaciones; tales como la pureza del reactivo,
en este caso el magnesio, cualquier impureza que pudo haber estado presente
afecta la velocidad de reacción y por lo tanto los resultados de la práctica. Los
errores en las mediciones de masa, volumen de gas, temperatura y otras variables
pueden introducir imprecisiones en los cálculos de velocidad de reacción. Además,
fue un poco desafiante tomar un tiempo exacto con relación a la disminución de
volumen; la precisión de estos datos pudo haber sido no tan confiable y como
consecuencia alteró los resultados. Finalmente, pueden ocurrir reacciones
secundarias o colaterales que consumen o generan sustancias adicionales, estas
reacciones pueden complicar la interpretación de los resultados.
8. Conclusiones

 Se logró contrastar los resultados de las experimentaciones a diferentes

temperaturas a partir de los parámetros cinéticos como lo es la velocidad de
reacción, la constante de velocidad y la energía de activación. Para fines
prácticos se asumió que la velocidad de reacción es directamente
proporcional al valor de la constante k esto debido a que la reacción es de
primer orden y no existen cambios significativos de concentración ya que se
va a realizar un estudio de la reacción en un corto tiempo. El valor de la
velocidad de reacción para las dos experimentaciones a las temperaturas de
26°C y 40 °C es de 0.84488 y 0.84203 mL/s, respectivamente. Mientras que
el valor de la energía de activación experimental utilizando la ecuación de
Arrhenius es de -187.50796 J/mol.
 Como se mencionó anteriormente, la constante de velocidad cinética y la
velocidad de reacción en este caso va a ser la misma. En teoría, mientras el
sistema se someta a una mayor temperatura la velocidad es más rápida,
pero para este caso la velocidad de reacción de la experimentación a 40°C
es más lenta que a 26°C. En la Tabla 2 y 3 se puede ver como al inicio el
experimento 2 es más rápida pero a medida que pasa el tiempo, esta se va
haciendo más lento por unos cuantos milisegundos en contraste a la
experimentación 1 y su vez con la cantidad teórica ya que estos valores son
0.85211, 0.88900 mL/ s con un error del 0.84836% que es muy bajo lo cual
para la experimentación 1 se considera muy buena y 5.28325% para la
experimentación 2 que se encuentra un poco sobre el límite de los
estándares de errores establecidos, debido a los resultados incongruentes
bajo la teoría, se puede decir que debieron existir algunos factores que
alteraran los resultados como lo es la toma inexacta de los tiempos debido a
error humano, reacciones secundarias como la descomposición del HCl o
cantidad insuficiente de reactantes.

 Se observa que el valor de la energía de activación es de -187.50796 J/mol

en contraste con el valor teórico que es de 2355.6884 J/mol, es decir que a
partir del valor de la experimentación, no se podría definir una relación con
la temperatura ya que si se traza en una gráfica la energía de activación
experimental no estamos siquiera diciendo que los reactivos no existen, ya
que no se podría alcanzar el pico para que se formen los productos. En
contraste a su valor teórico en las que podemos decir que a medida que
aumente la temperatura la energía de activación disminuye y la reacción va
más rápida.
9. Recomendaciones

 Se recomienda primero registrar la temperatura ambiente durante el

experimento, ya que las reacciones químicas suelen depender de la
temperatura, las fluctuaciones de temperatura pueden afectar la velocidad
de reacción.
 Es indispensable llevar un registro meticuloso de todos los datos, incluyendo
las mediciones de masa, volumen de gas, tiempo y temperatura. Utilizando
instrumentos de medición calibrados y siguiendo el procedimiento
estandarizado para minimizar errores.
 Debido al factor tiempo, se realiza dos veces el experimento, pero si existe
la posibilidad de repetirlo más veces para constatar mejor los datos, es
recomendable realizarlo.
 Posteriormente a haber armado el sistema, es de vital importancia realizar
los siguientes pasos de manera consecutiva y rápida, sin perder de vista
todo lo que está ocurriendo. Por ello, cada participante debe tener un rol
asignado que permita obtener datos verificados.

10. Bibliografía consultada

Fogler, H. S. (2006). Elements of chemical reaction engineering (4.a ed.).

Braun, R. L. (1987). Energy fuels, Analysis of chemical reaction kinetics using a

distribution of activation energies and simpler models (Vol. 5).
https://doi.org/10.1021/ef00002a003

Wang, H. (2020). Redox Flow Batteries: How to determine electrochemical kinetic

parameters (2.a ed.). https://doi.org/10.1021/acsnano.0c01281

Anexos

Anexo 1. Demostración del sistema, extraído de: Guía de práctica 1, Cinética y

Reactores