PRACTICA Nº 4 “CINETICA QUÍMICA” Objetivos 1. El alumno observará el efecto que tiene sobre la velocidad de relación, cada uno de los siguientes factores: superficie de contacto, concentración y temperatura. 2. El alumno explicará el efecto que produce la presencia de un catalizador en una reacción química. 3. El alumno determinará el valor de la energía de activación
Introducción Teórica La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de las velocidades de reacción, cómo cambian las velocidades de reacción bajo condiciones variables y qué eventos moleculares se efectúan durante la reacción general (Difusión, ciencia de superficies, catálisis). 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 La velocidad de reacción está conformada por la velocidad de formación y la velocidad de descomposición. Esta velocidad no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y la velocidad es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión 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). Para una reacción de la forma:
La ley de la velocidad de formación es la siguiente:
vR es la velocidad de la reacción, ( − ΔcA) la disminución de la concentración del producto A en el tiempo Δt. Esta velocidad es la velocidad media de la reacción, pues todas las moléculas necesitan tiempos distintos hasta que estas reaccionan. La velocidad de aparición del producto es igual a la velocidad de desaparición del reactivo. De este modo, la ley de la velocidad se puede escribir de la siguiente forma:
Este modelo necesita otras simplificaciones con respecto a: • • • • • •
La actividad química, es decir, la "concentración efectiva" La cantidad de los eductos en proporción a la cantidad de los productos y del disolvente La temperatura La energía de colisión Presencia de catalizadores La presión parcial de gases
Orden de reacción Para cada reacción se puede formular una ecuación, la cual describe cuantas partículas del reactivo reaccionan entre ellas, para formar una cantidad de partículas del producto. Para una reacción de la forma:
Esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C y una partícula D para formar el producto E. Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo tiempo y con energía suficiente, es escasa. Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un producto intermedio, este producto intermedio colisiona con las demás partículas y forma otros productos intermedios hasta formar el producto E, aquí un ejemplo:
La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y el análisis de estas nos muestra exactamente como ocurre esta reacción. Por medio de métodos experimentales o por premisas se puede determinar la dependencia de las velocidades de las reacciones elementales con las concentraciones de los componentes A, B, C y D. El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley velocidad de la reacción. Este es también llamado orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente. Ejemplo: Suponiendo que la velocidad de reacción de la primera reacción elemental tiene una dependencia cuadrática con la concentración del reactivo A, esto significa que esta reacción es de segundo orden con respecto al reactivo A. El orden total de esta reacción es también segundo, pues no hay otros reactivos. Suponiendo que la velocidad de reacción de la segunda reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración del reactivo A2, lineal con la concentración del reactivo B y ninguna dependencia con C. Entonces es la reacción de primer orden en relación a A2, de primer orden en relación a B y de cero orden en relación al componente C. El orden total es segundo. Suponiendo que la velocidad de reacción de la tercera reacción elemental tenga una dependencia lineal con la concentración de A2BC, pero ninguna con la concentración de D, entonces es la reacción de primer orden en relación a A2BC y de orden cero en relación a D. El orden total de la reacción es primero.
Para una reacción hipotética de la forma:
la velocidad de reacción se define como:
r = k[A]a[B]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 afectan en la velocidad 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 electrocatalizadores 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 reactivos 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 un mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases. Presencia de un catalizador Los catalizadores (La sustancia que acelera o retarda un proceso químico) 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 o menor 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 que 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:
o, también, expresada en forma de logaritmos neperianos:
Donde A es el factor de frecuencia de la materia prima con la presión..
Material y Equipo
2 tubos de ensayo de 16 x 150 Mm. 1 gradilla de madera 1 probeta de 50 mL 1 vaso de precipitados de 500 mL 4 vasos de precipitados de 100 mL 1 soporte universal 1 tela de alambre con asbesto 1 mechero de bunsen 2 pinzas para tubo de ensayo 1 termómetro 1 pipeta graduada de 10 mL 3 buretas de 25 mL en un soporte
Reactivos
0.02M de KIO3 0.017M de KIO3 0.013M de KIO3 0.01M de KIO3 0.007M de KIO3 0.25M de H2SO4 0.0025M de KMnO4 0.0025M de C2H4O2 0.045M de MnSO4 0.01M de NaHSO3 .al 1% peso de almidón agua destilada 3 tabletas efervescentes
Desarrollo Experimental Experimento No. 1 Superficie de contacto: 1) Numere tres vasos de precipitados de 100 mL cada uno. 2) Agregue 50 mL de agua destilada en cada uno de ellos. 3) Adicione al vaso No. 1, una tableta efervescente entera y anote en la tabla No. 1, el tiempo que tarda en disolverse. 4) Fraccione otra tableta en dos partes, agregue los pedazos (en el mismo momento), al vaso No. 2 y tome el tiempo que tardan en disolverse. 5) Triture la tercera tableta, adicione el polvo al vaso No. 3 y registre el tiempo que tarda en disolverse. Experimento No. 2 Efecto de la concentración. Para investigar el efecto que produce el cambio de concentración de uno de los reactivos sobre la velocidad de reacción, se emplearán soluciones de yodato de potasio ( KIO3 ) a diferentes concentraciones, manteniendo constante la concentración de bisulfito de sodio ( NaHSO3 ) , a temperatura ambiente. 1) Coloque un vaso de precipitados sobre una hoja de papel blanco. 2) Mida con una probeta, 10 mL de la solución de yodato de potasio ( KIO3 ) de la concentración que le haya sido asignada. 3) Agregue este volumen de solución de KIO3 al vaso. 4) Mida con una pipeta, de 1 mL de solución al 1% de almidón y adiciónelo al vaso. 5) 6) 7)
Enjuague con agua destilada la probeta que utilizo anteriormente y mida 10 mL de solución de bisulfito de sodio NaHSO3 − 0,01M . Adicione la solución de NaHSO3 al vaso, simultáneamente ponga en marcha el cronómetro y agite continuamente. Registre en la tabla No. 2 el tiempo que tarda en aparecer una coloración azul, lo cual indica la formación de yodo.
Reacción: 2 KIO3 + 5 NHSO3 → 2 KHSO4 + NaHSO4 + 2 Na2 SO4 + H 2O + I 2
Experimento No. 3 Efecto de la temperatura
Para observar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción se empleara la solución de permanganato de potasio (KMnO4), la de ácido oxálico (C2H2O4) y la de ácido sulfúrico (H2SO4). 1) Utilice el vaso de 500 mL como baño Maria, con 400 mL de agua de la llave a la temperatura que le haya sido asignada para efectuar el experimento. 2) Numere dos tubos de ensayo 3) Adicione al tubo No.1, 2 mL de solución 0.0025M de KMnO4 y 1 mL de solución 0.25M de H2SO4 4) Agregue en ele tubo No. 2, 9 mL de solución 0.0025M de C2H2O4 5) Introduzca los dos tubos al baño por espacio de tres minutos 6) Vierta rápidamente pero con precaución, el ácido oxálico en el tubo No. 1 que contiene la solución de permanganato de potasio. Al mismo tiempo ponga en marcha el cronometro. 7) Deje el tubo con la mezcla de reacción dentro del baño y agite su contenido con la varilla de vidrio hasta que la coloración violeta desaparezca (termino de reacción). 8) Anote en la tabla No. 3 el tiempo que tarda en efectuarse la reacción Reacción 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5C2H2O4 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8 H2O Experimento No. 4 Efecto del catalizador 1) Repita el procedimiento anterior a 300 C y una vez preparada la mezcla de reacción, agregue cinco gotas de solución 0.045M de sulfato de manganeso. 2) Agite con la varilla 3) Anote en la tabla No. 4 el tiempo que tarda en desaparecer la coloración.
Datos Experimentales Experimento No 1 Superficie de Contacto VASO #
TABLETA
1 2 3
ENTERA EN DOS PARTES EN POLVO
TIEMPO DE REACCION (SEG) 48 41 35
Observaciones: Entre en más fracciones este dividida la pastilla, más rápido se disolverá esta. Experimento No 2 Efecto de la Concentración Experimento
[KIO3] en
mol
L
[NaHSO3] en
mol
L
Tiempo en Reaccionar (seg)
3
0.01
0,01
98
4
0.013
0,01
83
5
0.017
0,01
52
6
0.02
0,01
49.67
Observaciones: A mayor concentración de KIO3 Reacciona más rápido la solución, formando Yodo y de esto nos damos cuenta cuando aparece una coloración azul. La coloración azul apareció de un momento a otro sin dar pauta y pequeñas coloraciones, más bien fue una coloración instantánea. Experimento No 3 Efecto de la Temperatura Experimento
T (°C)
Vol. C2H2O4 0,0025 M (mL)
Vol. KMnO4 0,0025 M (mL)
Vol. H2SO4 0,25 M (mL)
Tiempo de reacción (s)
2
30
9
2
1
630.97
3
40
9
2
1
117.5
4
50
9
2
1
55.1
5
60
9
2
1
42.8
Observaciones: A mayor temperatura la velocidad de reacción es más rápida. La reacción se efectúa en cuanto la coloración violeta desaparece y en cambio a la coloración que se dio con el yodo esta si fue desapareciendo en pautas.
Experimento No 4 Efecto del Catalizador. Vol. C2H2O4 Vol. KMnO4 Vol. H2SO4 Catalizador 0,0025 M 0,0025 M 0,25 M (formula) (mL) (mL) (mL) MnSO4 5 gotas 9 2 1
T (°C)
Tiempo de reacción.
30
46
Observaciones: Aquí se observo que a una temperatura baja con catalizador aumenta la velocidad de reacción y disminuye el tiempo de reacción.
Cálculos 1) La velocidad media en el intervalo de tiempo experimental tomada de la tabla No 2 es de: Vmedia =
CF − CI θ2 −θ1
Donde: C = concentración de reactivo [KIO3] mol L Θ = Tiempo (S)
0,020 mol L − 0,005 mol L 59 s − 208 s = −0,000100671 mol L
∴Vmedia = ∴Vmedia
Entonces: Vm ed ia=
CF − CI θ 2 − θ1
0,0 2 0m o lL − 0,0 0 5m o lL 5 9s − 2 0 8s ∴ Vm e d ia= − 0,0 0 0 1 0 0 6m7 o1 lL ∴ Vm e d ia=
0.02 mol L - 0.01 49.67 s – 98 s
mol
L
C −C Vm e =d i aF I θ 2− θ1 0,0 2m 0 Lo− 0l,0 0m 5 Lo l ∴ Vm e =d i a 5 s9− 2 0s 8 ∴ Vm e =d −i 0a,0 0 0 1m 0 Lo 0 l 6 7 1
- 2.069108 x 10-4
mol
L -s
2) Energía de activación, que se encuentra en función de la temperatura y el tiempo, por lo que usaremos los resultados de la tabla numero 3. Ea = m R
Donde: m = la pendiente de la recta ajustada R = la constante general de los gases (8.314 J / mol °K)
Ajuste: Experiment o
T (°C)
T (°K)
Transformada 1/T (°K)
Tiempo de reacción (s)
Ln θ (s)
2
30
303
0.003300
630.97
6.44726
3
40
313
0.003195
117.5
4.76643
4
50
323
0.003096
55.1
4.00915
5
60
333
0.003003
42.8
3.75654
Tomando la temperatura y el tiempo transformados aplicamos un sistema de correlación y resolviendo por el método de mínimos cuadrados obtenemos: b = 23.5899 m = 8999.44821 R = 8.314 J/mol °K Sustituyendo: Ea = (8999.44821) (8.314) = 74821.41242 J/mol
Cuestionario 1.- ¿Cual es la relación entre variación de la superficie de contacto y el tiempo de reacción? La relación que existe entre la variación de la superficie de contacto y el tiempo de reacción es cuando hay una área más grande de trabajo (volumen) la reacción se hace más rápido, de los contrario cuando existe menos áreas, la reacción es más lenta, ya que el tiempo de reacción transcurrido se mide desde el inicio de una reacción hasta la terminación de la misma. 2.- ¿Qué diferencia hay entre “velocidad de reacción” y “tiempo de reacción”? La velocidad de reacción es en la que se calcula la variación de una concentración (numero de moles de una sustancia consumida) con respecto al tiempo (medida en que transcurre la reacción).
3.- Con los datos experimentales anotados en la tabla numero 2 represente en una grafica, la variación de la concentración con respecto al tiempo. Experimento
[KIO3] en
mol
L
[NaHSO3] en
mol
L
Tiempo en Reaccionar (seg)
3
0.01
0,01
98
4
0.013
0,01
83
5
0.017
0,01
52
6
0.02
0,01
49.67
Concentacion (J / mol)
Concentracion (KLO3) Vs Tiempo de reaccion
0,025 0,02
0,02 0,017
0,015
0,013
0,01
Concentracion Vs Tiempo
0,01
0,005 0 0
20
40
60
80
100
120
tiempo (s)
4.- Calcule la velocidad media de la reacción llevada acabo en el experimento número 2. ¿Que significado tiene el signo negativo que se antepone al calculo? Con el cálculo de la velocidad media obtenido tenemos lo siguiente: Vm ed ia=
CF − CI θ 2 − θ1
0,0 2 0m o lL − 0,0 0 5m o lL 5 9s − 2 0 8s ∴ Vm e d ia= − 0,0 0 0 1 0 0 6m7 o1 lL ∴ Vm e d ia=
0.02 mol L - 0.01 49.67 s – 98 s
mol
L
C −C Vm e =d i aF I θ 2− θ1 0,0 2m 0 Lo− 0l,0 0m 5 Lo l ∴ Vm e =d i a 5 s9− 2 0s 8 ∴ Vm e =d −i 0a,0 0 0 1m 0 Lo 0 l 6 7 1
- 2.069108 x 10-4
mol
L -s
El signo negativo nos indica que existen reactivos que desaparecen
5.- Explique con base en lo que establece la teoría de las colisiones, cual es el efecto que se produce al aumentar la concentración y la temperatura en una reacción química. La teoría de las colisiones establece que las reacciones se producen por choquen entre las moléculas y si no de estos choques van acompañado de una sienta cantidad de energía llamada “energía de activación” se favorecerá el inicio de una reacción y así la formación de productos.
De acuerdo con esta teoría, las moléculas de los reactivos chocan entre si, por lo que si un reactivo A se encuentra en medio en el que su concentración molar es baja, la probabilidad de encuentro o choque entre las moléculas será baja pero si la concentración es alta, la probabilidad de choque entre la moléculas, en mayor y de esta manera se favorece la velocidad de reacción A
productos
A menor concentración, menor velocidad de reacción y mayor tiempo de reacción, a mayor concentración, mayor velocidad de reacción y menor tiempo de reacción. Con respecto a la temperatura; a menor temperatura menor velocidad de reacción y mayor tiempo de reacción. A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción y menor tiempo de reacción.
6.- Construya en papel milimétrico, la grafica de ln (eje Y) vs. 1/T (eje X), donde este en segundos y T en unidades Kelvin. Nota: La grafica debe ajustarse por algún procedimiento matemático, considerando solo aquellos puntos que sigan la tendencia general del fenómeno en estudio. El ajuste se hace por medio de la transformación siguiente: T= 1/T (en oK) y θ = ln θ (en Segundos) como se muestra a continuación Experiment o
T (°C)
T (°K)
Transformada 1/T (°K)
Tiempo de reacción (s)
Ln θ (s)
2
30
303
0.003300
630.97
6.44726
3
40
313
0.003195
117.5
4.76643
4
50
323
0.003096
55.1
4.00915
5
60
333
0.003003
42.8
3.75654
A partir de estos datos obtenemos la siguiente grafica
ln t V S 1 /T 0.0 03300
ln t
6 ,0 0 0 5 ,0 0 0
0.0 03195 0.0 03003
7 ,0 0 0
0 .00309 6
4 ,0 0 0 3 ,0 0 0
ln t V S 1 / T
2 ,0 0 0 1 ,0 0 0 0 ,0 0 0 0 , 0 0 4 50 , 0 0 4 00 , 0 0 3 50 , 0 0 3 00 , 0 0 2 50 , 0 0 2 00 , 0 0 1 50 , 0 0 1 00 , 0 0 0 50 , 0 0 0 0 1/T
7.- Calcule el valor de la energía de activación (Ea) para la reacción llevada acabo en el experimento número 3. Exprese el resultado en KJ/mol. Del experimento 3 obtuvimos lo siguiente después de haber hecho una transformación y comparándolo con la ecuación de la línea recta obtuvimos b = 23.5899 m = 8999.44821 R = 8.314 J/mol °K Ea = (8999.44821) (8.314) 74821.41242 J/mol = 74.82141242 KJ/ mol
8.- Establezca la ecuación que relacione el tiempo de reacción con la temperatura y calcule el tiempo que tardaría en llevarse acabo esta reacción a 25ºC.
y =m x −b Ea 1 In θ= −C R T In θ=m
1 −(−24 ,8144 T
)
Con T = 25 oC = 298 oK
ln θ =
74821.41242 8.314 298
ln θ =
30.19 – 23.5899
Θ = e
1
- 23.5899
6.6001
Θ = 735.16 s
9.- ¿Que función desempeña un catalizador? Explique en términos de su acción sobre la energía de activación. Un catalizador es una sustancia que acelera inhibe la velocidad de una reacción química, sin llegar a ser producto. Un catalizador positivo aumenta la velocidad de reacción, mientras que un catalizador negativo disminuye la velocidad de reacción. Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción, sin sufrir cambio alguno en su composición o en su peso. El catalizador modifica la energía de activación ya sea por la formación de complejos inestables o proporcionando una superficie de absorción.
10.- ¿Que importancia tiene desde un punto de vista industrial, en conocer los factores y como modifican la velocidad de un proceso de transformación química? Tiene muchísima importancia puesto que al reducir el tiempo de la velocidad en un proceso de transformación química va existir más producción y por lo tanto va a ver más ganancias y la industria crecería, de lo contrario si la velocidad en el proceso es lenta la producción bajaría y perdería la empresa.
Se requiere del conocimiento de las condiciones en las cuales se alcanzan velocidades con aplicación comercial, lo cual implica el diseño del equipo, el tiempo de residencia y la economía misma del proceso.
Conclusiones En esta práctica pudimos observar que en una reacción química existen diferentes factores que influyen en la velocidad de las reacciones como son la superficie que tiene cada componente que reacciona, la concentración en la que se tiene cada sustancia, y la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. Con lo que respecta a la primera condición la de la superficie de contacto llegamos a la conclusión de que mientras más amplia sea la superficie más rápida será la reacción. Ya que cuando fue la reacción e polvo la reacción fue más rápida ya que mientras caía cada partícula reaccionaba y no como con la tableta ya que se iba llevando a cabo la reacción de afuera hacia adentro. En lo que respecta a la concentración a mayor concentración de la misma manera la reacción será más rápida por lo que la velocidad aumentara. Ahora la temperatura también afecta a temperaturas más altas las reacciones se llevaran a cabo más rápidamente. Y a una temperatura baja el tiempo de reacción aumentara. Por otro lado nos es posible aumentar la velocidad de una reacción que se lleva a cabo a temperatura ambiente por la acción de un catalizador por lo que el tiempo de esta disminuye.
Bibliografía • • •
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/cinetica_quimica/ap01_cinetica_quimica http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_cineica_quimica.php http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01500.html
•
EBBING, Darrell D. - Química general - Editorial McGrawHill - 5ª ed. Mexico 1997. Pág. 258
