cinetica fisica

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CALLAO
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA
Escuela Profesional de Ingeniería Química
LABORATORIO
“CINETICA QUIMICA”
INTEGRANTES:
- Cortavarria de la Cruz Julisa Katherine.
- Flores Beltrán Bryan Gustavo.
- Mancco Castillo Cristhian.
PROFESOR:
Ing. Yovani Acero Giraldo.
BELLAVISTA 15 DE JUNIO DEL 2015.

2. I. INTRODUCCION:
La química, por su misma naturaleza, está muy interesada en el cambio. Las
sustancias con propiedades bien definidas son convertidas a través de las
reacciones químicas, en otros materiales con propiedades diferentes. A los
químicos les interesa conocer que nuevas sustancias se forman a partir de un
determinado conjunto de reactivos iniciales. No obstante, es igualmente importante
conocer la rapidez con la que se realizan las reacciones químicas y comprender los
factores que regulan sus velocidades. Por ejemplo, ¿Qué factores determinan la
rapidez de descomposiciónde los alimentos? ¿Qué determina la velocidad a la que
se corroe el acero? ¿Qué reacciones bioquímicas determinan la contracción y la
relajación de los músculos lisos de las arterias del corazón? ¿Qué factores controlan
la velocidad a la que se quema el combustible en el motor de un automóvil?
El área de la química que estudia la velocidad o rapidez de las reacciones se llama
Cinética Química. En el presente informe, aprenderemos como expresar y como
determinar la velocidad a la que se llevan a cabo las reacciones químicas en el
laboratorio.
II. OBJETIVOS:
1. Evaluar los factores que influyen en la cinética química: grado de sub división
del reactante, naturaleza del reactante, efecto de un catalizador, efecto de la
concentración y efecto de la temperatura.
2. Determinación de la rapidez de una reacción.
3. Interpretar las curvas que relacionan la velocidad de la reacción química con
un factor.
III. MARCO TEORICO:

3. La Cinética Química estudia dos aspectos de una reacción química: la velocidad de
la reacción que mide la variación de la concentración de reactivos y productos con
el tiempo; y el mecanismo de la reacción para pasar de reactivos a productos.
La velocidad de una reacción se expresa en términos de la concentración de uno
de los reactivos o productos que intervienen en la reacción .La velocidad se define
como la disminución de la concentración de un reactivo con el tiempo o el aumento
de la concentración de un producto con el tiempo y siempre se define como una
magnitud positiva y con unidades de concentración dividido por tiempo (M/s).
Las reacciones químicas pueden tener lugar de forma más o menos rápida, es decir;
la variación del número de moles de sustancias reaccionantes que se transforman
por unidad de tiempo puede ser mayor o menor. La velocidad de una reacción
química depende, principalmente, de:
 La naturaleza de las sustancias que reaccionan: Se ha observado que
según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad,
pero no se ha podido establecer aún unas reglas generales.
 La concentración de dichas sustancias: La velocidad de reacción
aumenta con la concentración de los reactivos. Para aumentar la
concentración de un reactivo:
 Si es un gas, se consigue elevando su presión.
 Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación
entre el soluto y el disolvente.
 La temperatura:
En general puede decirse que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la
temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10ºC en la
temperatura duplica la velocidad de la reacción.), debido a que un aumento de
temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las moléculas
reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el número de
moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesaria para que el
choque entre ellas sea eficaz.
Análogamente un aumento en la concentración de las especies reaccionantes
aumentara el número de choques entre ellas por unidad de tiempo y, por tanto,
aumentara la velocidad de la reacción.

4.  La acción de catalizadores:
Los catalizadores, al disminuir la energía de activación, hacen que un mayor
número de moléculas sean capaces de superar dicha energía y, por tanto,
reaccionar.
Un catalizador es un factor importante que influye en la velocidad de una reacción
química; asimismo, es la sustancia que presente en un proceso químico interviene
en él sin transformarse, siendo capaz de provocar aceleración o retardo en la
velocidad de la reacción química.
Muchas de las reacciones industriales para obtener productos de consumo son
catalizadas (como la gasolina). Con frecuencia se habla de que cada día más
automóviles cuentan con un convertidor catalítico para disminuir sus emisiones
contaminantes.
Las vitaminas, fermentos, levaduras, hormonas y enzimas son catalizadores
biológicos. Su presencia en los seres vivos hace posible efectuar reacciones
químicas que desarrolladas en el laboratorio resultarían extremadamente lentas.
La ley de velocidad de la reacción se define como la expresión de la velocidad
de reaccionen función de la concentración de cada una de las sustancias que
influyen en ella (reactivos y productos).Esta ley se debe determinar
experimentalmente y no tiene por qué coincidir con la relación de la ecuación
estequiometria de la reacción.
Esta ley se expresa habitualmente por medio de una ecuación química en la que
aparece una constante, denominada constante de velocidad (k), multiplicada por la
concentración de algunas especies elevadas a un exponente, llamado orden. La
constante de velocidad depende de la temperatura, de la presión y de la naturaleza
de los reactivos y productos.
Así, para la reacción:
aA + bB → Productos
La velocidad media de la reacción directa puede darse como:

5. ∆V = - ∆ [ 𝐴]/ a.t o ∆ V= - ∆ [ 𝐵]/b t
Y la velocidad instantánea:
V= -d[ 𝐴]/adt = -d[ 𝐵]/bdt = k[ 𝐴] 𝑚[ 𝐵] 𝑛
La velocidad de desaparición de cualquiera de los reactivos es proporcional a las
concentraciones de ambos, por tanto la velocidad será máxima al comenzar la
reacción e ira disminuyendo conforme vayan desapareciendo moléculas de los
reactivos .Asimismo, al aumentar la concentración, de uno o ambos reactivos;
aumenta la velocidad de la reacción.
K es la constante de proporcionalidad y recibe el nombre de constante de
velocidad o velocidad específica de esta reacción. El valor de K es tanto mayor
cuanta más alta sea la temperatura.
Los exponentes m y n se denominan orden de la reacción respecto a los
reactantes A y B.
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:
2A +B +C +D → E
Esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C

6. 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:
2A → A2
A2 + B + C → A2BC
A2BC + D → E
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 la rapidez 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 rapidez 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.
En cualquier estudio cinético se determina la concentración de alguna de las
especies que intervienen en la reacción en un determinado momento a una
temperatura fija. Se determina la cantidad de reactivo que queda o de producto que
se forma cuando ha transcurrido cierto tiempo. Conociendo las cantidades iniciales
de reactivos se calcula la variación de la concentración en el tiempo.
Existen dos tipos de métodos experimentales para determinar las concentraciones,
químico o físicos:

7.  En el método químico se retira una parte del sistema de reacción a
intervalos fijos de tiempo, para efectuar un análisis y determinar la cantidad
de reactivo o de producto, con lo cual se calcula la velocidad de reacción.
 En el método físico se mide alguna propiedad física de alguna especie de la
reacción que es proporcional a su concentración, como por ejemplo la
emisión o absorción de la luz la presión de los gases, la conductividad de las
disoluciones.
Los métodos físicos son preferibles a los químicos porque estos necesitan modificar
o parar el sistema de reacción.
IV. PARTE EXPERIMENTAL:
a.- Grado de subdivisión de los reactantes
 En dos tubos de ensayo se colocó a cada uno 3mL de HCl 6M.
 Se pesó 0,542g. de granalla de zinc y luego se pesó la misma cantidad de
polvo de zinc.
 A uno de los tubos se colocó la granalla de zinc y al otro tubo el polvo de
zinc, se agitó con una bagueta hasta el fin de la reacción, luego se midió el
tiempo de reacción en cada caso y se evaluó la velocidad de consumo de
Zn y la velocidad de formación de H2 en mol/s.
b.- Naturaleza de los reactantes:
 En tres tubos de prueba se colocó 5mL de HCl 6M.
 Se pesó 0,3g. de Zn, 0,132g de Al y 0,96g. de Fe
 Al primer tubo se adicionó Al, al segundo tubo se adicionó Fe y al tercer
tubo Al.
 Se tomó el tiempo de reacción de cada tubo y se evaluó la velocidad de
consumo de cada metal y la velocidad de formación del H2 en mol/s y se
ordenó de menor a mayor la velocidad de reacción de cada uno.
c.- La temperatura:

8.  A seis tubos de prueba se colocó 5mL de 0,005M de KMnO4 y se rotuló del
uno al seis.
 A otros seis tubos de prueba se colocó 5mL de 0.75M de H2C2O4 y se rotuló
del uno al seis.
 Se determinó la temperatura del ambiente, luego se mezcló los contenidos
del tubo número uno y se anotó el tiempo de reacción hasta que la solución
haya adquirido una coloración amarilla.
 En un vaso se calentó los tubos numerados del dos al seis, luego en
intervalos de temperatura de 10ºC se mezcló cada uno de los tubos
ordenados ascendentemente y se tomó el tiempo de reacción.
 Se tabuló los valores [KMnO4] y ∆𝑇 y se hizó la gráfica t vs T(ºC) y
∆[ 𝐾𝑀𝑛𝑂4 ]
∆𝑡
𝑦 𝑇(º𝐶) .
d.- La presencia de un catalizador:
 A tres tubos de prueba agregar 2ml de H2C2O4 y adicionar 0.5ml de 2M de
H2SO4.
 Al segundo tubo se agregó 1ml 0,01M de MnCl2 y al tercer tubo 1mL de
0,01M de MnSO4.
 A cada uno de los tubos se agregó 2mL de 0,01M de KMnO4 y se midió el
tiempo de reacción de cada caso.
e.- La concentración de los reactantes:
 En un tubo de ensayo se colocó 5mL de HCl 6M y se agregó cinta de
magnesio.
 Se pesó 0,143g de Mg, 0,0715g de Mg y 0,03575g de Mg.
 Luego se agregó la cinta de magnesio consecutivamente al tubo de prueba
que contiene el HCl, se midió el tiempo de reacción, se graficó la variación
de concentración de HCl con el tiempo y se evaluó la velocidad de reacción
instantánea de HCl para el tiempo de 45 segundos.
V. OBSERVACIONES:
a. Grado de subdivisión de los reactantes:

9. 1. Gradilla de Zn
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑟𝑎𝑑𝑖𝑙𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝑍𝑛 = 0,542𝑔.
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑔𝑟𝑎𝑑𝑖𝑙𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝑍𝑛 = 0.113𝑔.
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó = 0.542𝑔 – 0.113𝑔 = 0.429𝑔.
 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó =
0.429𝑔
65𝑔 /𝑚𝑜𝑙
= 0.0066 𝑚𝑜𝑙
 𝑇𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 = 900 𝑠
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑍𝑛 =
0.0066 𝑚𝑜𝑙
900 𝑠
= 7.3 𝑥 10−6
𝑚𝑜𝑙
𝑠
𝟐𝑯𝑪𝒍 + 𝟏 𝒁𝒏 → 𝟏 𝒁𝒏𝑪𝒍 𝟐 + 𝟏 𝑯 𝟐 ; 𝑽 𝑹𝒙𝒏 = 𝟕. 𝟑 𝒙 𝟏𝟎−𝟔
𝒎𝒐𝒍/𝒔
De la ecuación se observa que al consumirse 1 mol de Zn se produce 1
mol de H2 , por lo que la Vformación de H2 = 7.3 x 10-6 mol/s
2. Polvo de Zn
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 = 0.542 𝑔.
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 = 0.242 𝑔.
 𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó = 0.542𝑔 − 0.242𝑔 = 0.3 𝑔
 𝑀𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛ó =
0.3𝑔
65 𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0.0046 𝑚𝑜𝑙
 𝑇𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑑𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 = 600 𝑠
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑍𝑛 =
0.0046 𝑚𝑜𝑙
600 𝑠
= 7.6 𝑥 10−6
𝑚𝑜𝑙
𝑠
𝟐𝑯𝑪𝒍 + 𝟏 𝒁𝒏 → 𝟏 𝒁𝒏𝑪𝒍 𝟐 + 𝟏 𝑯 𝟐 ; 𝑽 𝑹𝒙𝒏 = 𝟕. 𝟔 𝒙 𝟏𝟎−𝟔
𝒎𝒐𝒍/𝒔
De la ecuación se observa que al consumirse 1 mol de Zn se produce 1
mol de H2 , por lo que la Vformación de H2 = 7.6 x 10-6 mol/s
b. Naturaleza de los reactantes
 Masa de Zinc = 0.3 g
Masa final de Zinc = 0.255g
Masa de Zn consumida = 0.3 – 0.255g = 0.045g
Moles de Zn consumido = 0.045g / 65 g/mol = 6.92 x 10-4 mol
Tiempo de reacción = 600 s

10. 𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝑍𝑛 =
6.92 𝑥 10−4
𝑚𝑜𝑙
600 𝑠
= 1.15 𝑥 10−6
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝑉𝑍𝑛
1
=
𝑉𝐻2
1
; 𝑉𝐻2
= 1.15 𝑥 10−6
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝒁𝒏 + 𝟐𝑯𝑪𝒍 → 𝒁𝒏𝑪𝒍 𝟐 + 𝑯 𝟐 ; 𝑽 𝒓𝒙𝒏 = 𝟏. 𝟏𝟓 𝒙 𝟏𝟎−𝟔
𝒎𝒐𝒍/𝒔
 Masa de Al = 0.132g
Masa final de Al = 0 g
Masa de Al consumido = 0.132 g
Moles de Al consumido = 0.132g / 27 g/mol = 0.0049 mol
Tiempo de reacción = 240 s
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝐴𝑙 =
0.0049 𝑚𝑜𝑙
240 𝑠
= 2.037 𝑥 10−5
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝑉𝐴𝑙
2
=
𝑉𝐻2
3
; 𝑉𝐻2
= 3.05 𝑥 10−5
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝟐𝑨𝒍 + 𝟔𝑯𝑪𝒍 → 𝟐𝑨𝒍𝑪𝒍 𝟑 + 𝟑𝑯 𝟐 ; 𝑽 𝒓𝒙𝒏 = 𝟐. 𝟎𝟑𝟕 𝒙 𝟏𝟎−𝟓
𝒎𝒐𝒍
𝒔
 Masa de Fe = 0.96 g
Masa final de Fe = 0.956g
Masa de Fe consumido = 0.96g – 0.956 g = 0.004 g
Moles de Fe consumido = 7.14 x 10-4 mol
Tiempo de reacción = 600 s
𝑉𝑐𝑜𝑛𝑠𝑢𝑚𝑜 𝐹𝑒 =
7.14 𝑥 10−4
𝑚𝑜𝑙
600 𝑠
= 1.19 𝑥 10−7
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝑉𝐹𝑒
2
=
𝑉𝐻2
3
; 𝑉𝐻2
= 1.79 𝑥 10−7
𝑚𝑜𝑙/𝑠
𝟐𝑭𝒆 + 𝟔𝑯𝑪𝒍 → 𝟐𝑭𝒆𝑪𝒍 𝟑 + 𝟑𝑯 𝟐 ; 𝑽 𝒓𝒙𝒏 = 𝟏. 𝟏𝟗 𝒙 𝟏𝟎−𝟕
𝒎𝒐𝒍/𝒔
∴ 𝑽 𝑨𝒍 > 𝑽 𝒁𝒏 > 𝑽 𝑭𝒆

11. c. La Temperatura
[ 𝐾𝑀𝑛𝑂4] = 0.005𝑀
d. La presencia de un catalizador :
0
500
1000
1500
2000
0 20 40 60 80
∆T(ºC)
T (s)
∆T (ºC) vs T (s)
-5
0
5
10
15
20
0 20 40 60 80
∆[𝐾𝑀𝑛𝑂4]/∆𝑡(𝑀/𝑠
10−5)
∆T (ºC)
∆[𝐾𝑀𝑛𝑂4 ]/∆𝑡 vs ∆T
Series1
𝑇 (º𝐶) 𝑇𝑟𝑥𝑛(𝑠) ∆[ 𝐾𝑀𝑛𝑂4]
∆𝑡
(
𝑀
𝑠
10−5
)
Tubo 1 25 1680 0.29
Tubo 2 35 250 0.35
Tubo 3 45 180 7.14
Tubo 4 55 150 16.7
Tubo 5 65 60 5.56
Tubo 6 75 15 11.1

12. Tiempo de reacción (s)
𝐻2 𝐶2 𝑂4 + 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 420
𝐻2 𝐶2 𝑂4 + 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 213
𝐻2 𝐶2 𝑂4 + 𝐻2 𝑆𝑂4 + 𝑀𝑛𝑆𝑂4 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 14
e. La concentración de los reactantes:
Masa Mg (g) [HCl] (M) T(s)
0,143 6 80
0,0715 3.6 111
0,03575 2.4 153
VI. CONCLUSIONES:
0
1
2
3
4
5
6
7
0 50 100 150 200
[HCl](M)
t(s)

13. 1. A medida que aumenta la temperatura, el tiempo de reacción disminuye y por
ende aumenta la velocidad de reacción, esto debido a que la
temperatura incrementa en un primer momento la energía cinética, la cual a
su vez determina las colisiones que producen los productos y permite que los
inicialmente reactivos alcancen con mayor facilidad la energía de activación.
2. La velocidad de reacción depende proporcionalmente con la concentración
de los reactivos; a mayor concentración de uno u ambos reactivos mayor
será la velocidad de reacción.
3. Entre el cinc pulverizado y cinc en granallas, con el ácido clorhídrico, la
rapidez de reacción es mayor en el primer caso, ya que el cinc en polvo
expone mayor superficie de contacto.
4. La velocidad de reacción con ciertos reactantes depende de su potencial, en
este caso viendo tablas del potencial de oxidación se tiene q del Al es mayor
que del Zn y este mayor q el Fe lo cual se pudo comprobar al comparar las
velocidades de reacción de estos en la experiencia.
VII. Bibliografía
 Harris, D. C. 1992 Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial
Iberoamericana, México.
 Chang, R. (1999), Química Edición Ed. McGraw-Hill, México.