LABORATORIO: PRÁCTICA 2.

VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS:
Autor: María Hermosilla Campos.

Descripción previa: en esta práctica pretendo comprobar si es verdad que la velocidad de las reacciones químicas se ven afectadas por diversos factores o por lo contario está desde un principio establecida y no puede cambiar.

Introducción teórica:
Una reacción química es la transformación de unas sustancias denominadas reactivos en otras diferentes llamadas productos.

Según la teoría de colisiones de Lewis, se afirma que para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entre en contacto mediante colisión o choque. Dicho choque se denomina: choque eficaz y debe cumplir:

1. Debe generar la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos.
2. Se debe realizar con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.
3. Factores que influyen en la velocidad de reacción:
4. La velocidad de reacción química se define como: como la cantidad de reactivos que se transforman por unidad de tiempo. Los factores que influyen en esta velocidad son los siguientes:

TEMPERATURA: al aumentar la temperatura aumentará la velocidad con la que se mueven los átomos de las partículas. Lo cual implica que se producirán mayor número de choques, mayor velocidad de reacción.

CONCENTRACIÓN: al aumentar la concentración, se produce mayor frecuencia de choques entre las moléculas que lo componen y por lo tanto, mayor velocidad de reacción.

SUPERFICIE DE CONTACTO: influye el estado de los reactivos. La pulverización aumenta la velocidad de reacción.

CATALIZADORES: sustancias que permiten acelerar la reacción sin consumirse en el proceso, pudiéndose recuperar al final de la reacción.

NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS REACTIVAS: dependiendo de los reactivos que intervengan la velocidad de reacción será mayor o menor. En este caso vamos a emplear:

• Perganmanato potásico: (KMnO4) es un compuesto químico formado por iones potasio (K+) y permanganato (MnO4−). Es un fuerte agente oxidante. Tanto sólido como en solución acuosa presenta un color violeta intenso.
  
• Oxalato sódico.
• Sulfato ferroso:es un compuesto químico iónico de fórmula (FeSO4). Se encuentra casi siempre en forma de sal heptahidratada, de color azul-verdoso.
• Agua destilada: es aquella cuya composición se basa en la unidad de moléculas de H2O. A la que se le han eliminado las impurezas e iones mediante destilación.
• Cloruro de magnesio (II).
• Ioduro potásico: sal cristalina de fórmula Kl.
• Nitrato de plomo: es una sal inorgánica de plomo y de ácido nítrico. Es un cristal incoloro o un polvo blanco, y un oxidante muy estable y fuerte. Al contrario que otras sales de plomo (II), es soluble en agua. Su uso principal, desde la Edad Media (con el nombre de plumb dulcis) ha sido como materia prima en la producción de numerosos pigmentos. Desde el siglo XX, se usa como estabilizador térmico para el nylon y los poliésteres, y como recubrimiento de las películas fototermográficas.
  

PRÁCTICA 2.1 "lluvia de oro"

• Objetivos:

1. Observar una reacción de precipitación.
2. Comprobar que la solubbilidad de las sustancias varía con la temperatura.
3. Observar el fenómeno de cristalización

• Materiales:

1. Soporte metálico
   
   .
2. Aro con nuez.
3. Vaso de precipitados de 400ml.
4. Probeta de 100ml
5. Erlenmeyer de 250ml.
6. Embudo de vidrio
   
   varilla de vidrio agitadora.

• Proceso experimental:

1. Preparamos dos disoluciones: una con 40ml de nitrato de plomo (diluida), la otra con 80ml de ioduro potásico. Para ello realizamos cada disolución por separado en un erlenmeyer junto con el agua destilada. Como el yoduro potásico tarda más en disolverse, lo calentamos unos 30s hasta que queda disuelto.
2. Vertemos el yoduro de potásicosobre la disolución de notrato de plomo y comprobamos como al entrar en contacto la una con la otra, cambian de color instantáneamente. Adquiriendo un tono amarillo intenso.
3. Lo calentamos hasta que desaparece el precipitado (creando un dispositivo semejante al de la imagen).Para ello colocamos en la barra del soporte metálico el aro que apretamos con la nuez. Encima del aro ponemos una rejilla y, debajo de ambos, en la base del soporte, colocamos el mechero de gas que se enciende. Sobre la rejilla, se pone el vaso con el precipitado y se deja que se caliente hasta que todos los residuos queden disueltos.
4. Dejamos enfriar al baño María, usando agua fría.
5. Cuando aún está caliente lo vertemos sobre una probeta, para observa el "efecto oro". Para obtener un resultado más bonito lo ponemos bajo un flexo, apagamos las luces y contemplamos dicho efecto.
6. Finalmente comprobamos como poco a poco las partículas descienden al fondo de la probeta.
   
   

**Justificación teórica paso 2: el precipitado obtenido se debe a la reacción química ocurrida entre el nitrato de plomo y el yoduro potásico. Dos compuestos diferentes que disueltos en agua son incoloros y, al unirlos, reaccionan dando lugar a otro compuesto diferente sólido y de color amarillo que es el YODURO DE PLOMO. La reacción química ocurrida puede expresarse como:

Pb(NO3)2 + 2KI -> PbI2 +2KNO3

• Análisis y conclusión de resultados:

¿Qué significa el término precipitado? ¿Y cristalización?

Precipitado: es el componente sólido que se produce en una disolución, como resultado de una reacción química.

Cristalización: es el proceso por el cual se forma un sólido cristalino, ya sea a partir de un gas, un líquido o una disolución. La cristalización es un proceso que se emplea en química con bastante frecuencia para purificar una sustancia sólida.

¿Por qué se añade el doble de volumen de yoduro potásico que de nitrato de plomo?

Porque la suma de las masas de las sustancias reactivas ha de ser igual que el de las sustancias productos. (Principio de de conservación de la masa de Lavosier)

Para conseguir ésto necesitamos tener la reacción química ajustada, y como consecuencia debemos añadir el doble de volumen de yoduro potásico que de nitrato de plomo.

Cuando se deja enfriar el producto de la reacción, ¿Qué se observa?

Se observa la cristalización en forma de "lluvia de oro"

¿Por qué precipita el yoduro de plomo(II) al enfriarse la reacción?

La temperatura es un factor muy influyente en química, no solo en la velocidad de reacción, también influye en las disoluciones.

Sabemos que las disoluciones son mezclas homogéneas o heterogéneas de dos compuestos: soluto y disolvente.

En una reacción química, la cantidad de soluto que admite un disolvente es determinada. Pero puede variar con la temperatura.

Esto es lo que ocurre en este caso: al aumentar la temperatura aumenta la solubilidad del agua respecto al yoduro. Sin embargo, al enfriarse la disolución pasa de estado diluido a saturado y no admite cierta cantidad de soluto, que precipita.

¿Cómo calificarías la velocidad a la que se produce la reacción química inicial?

Como inmediata.

¿Cómo consideras que es posible que al reaccionar dos compuestos incoloros den un producto de color?

Puesto que se ha producido una reacción que ha generado un cambio químico, en este caso un producto de color.

PRÁCTICA 2.2

"Análisis de la velocidad de la reacción de la decoloración del perganmanatopotásico"

• Objetivos:

1. Observar la influencia de la temperatura, las concentraciones de los reactivos y la presencia de un catalizador sobre la velocidad de las reacciones.
   

• Materiales utilizados:

1. Soporte metálico.
2. Aro con nuez
3. Vaso de precipitados de 400ml.
4. Probeta de 100ml.
5. Erlenmeyer de 250ml.
6. Cronómetro.
7. Embudo de vidrio.
8. Varilla de vidrio agitadora.
9. Termómetro.

• Reactivos:

1. Perganmanato potásico.
2. Oxalato sódico.
3. Sulfato ferroso.
4. agua destilada.
5. cloruro de magnesio (II)

• Proceso experimental:

1. Preparamos 3 disoluciones diferentes: una disolución diluida de 8oml de oxalato de sodio, otra diluida de 20ml de sulfato ferroso y la última muy diluida (de color violeta semitransparente) de 80ml de perganmanato potásico..
2. Añadimos 2ml de la disolución de perganmanato en dos tubos de ensayo.
3. Añadimos 10ml de oxalato sódico y 10 de sulfato ferroso en cada uno de los tubos poniendo en marcha el cronómetro.
4. Medimos la temperatura ambiente: 20ºC.
5. Observamos como se produce la decoloración y cuando.

**Justificación teórica: al producirse la disolución de oxalato de sodio y del sulfato ferroso en el agua se producen iones oxalato , en el primer caso, e iones ferrosos en el segundo. Tales iones producen la decoloración del perganmanato y en el proceso los iones ferrosos provocan la reacción de manera mucho más rápida.

Subproceso 2: "estudio de la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción"

1. Usamos las disoluciones de perganmanato y oxalato del proceso anterior.
2. Se añaden 10ml de cada disolución en un tubo de ensayo diferente.
3. Se calientan al baño maría, ambas disoluciones hasta que la temperatura sea de 35ºC. (Utilizando el proceso experimental explicado en la lluvia de oro) Debemos tener cuidado, coger el tubo de ensayo con pinzas y evitar que roce la superficie del vaso de precipitados.
4. En este momento se vierte la disolución de oxalato sobre la de perganmanato y se pone en marcha el cronómetro dejando reposar la mezcla.
5. Cuando se complete la decoloración anotamos los resultados.Observamos como la reacción de perganmanato potásico + sulfato, se decolora rápidamente (a los 20s), en cambio la de oxalato y perganmanato tarda más de una hora.

Subproceso 3: " estudio de la influencia de un catalizador en la velocidad de reacción"
El catalizador que utilizaremos para dicha reacción es el cloruro de manganeso (II). Para comprobar como varía la velocidad de reacción con éste, realizamos el siguiente proceso:
Utilizamos las disoluciones de perganmanato y oxalato del proceso anterior.
Añadimos 10ml de la disolución a un tubo de ensayo diferente.
Preparamos 10ml de la disolución concentrada en cloruro.
Se añade el oxalato sobre el perganmanato y, al mismo tiempo, la disolución del cloruro. Poniendo en marcha el cronómetro y dejando reposar la mezcla.
Cuando se complete la decoloración anotar el resultado.
Observamos que la acción del catalizador, es inmediata en las dos reacciones, incluso en la del perganmanato que de forma natural aún no ha completado la decoloración a pesar de llevar más de media hora.
** Justificación teórica: la decoloración se produce con mayor rapidez dado que al crear una disolución de cloruro de manganeso (II) se liberan iones MN2+ que aceleran el proceso de decoloración del permanganato.

1. Subproceso 4: “Estudio de la influencia de la concentración de los reactivos”
   Pasos a seguir:
   1. Modificamos la disolución de oxalato, manteniendo la de perganmanato idéntica.
   2. Se preparan 10ml de una disolución de oxalato (muy concentrada).
   3. Se añaden 10ml de cada disolución en un tubo de ensayo diferente.
   4. Se añade oxalato sobre perganmanatoy, al mismo tiempo, la disolución de cloruro, poniendo el cronómetro en marcha y dejando reposar la mezcla.
   5. Cuando se complete la decoloración anotar el resultado.
   - Análisis y conclusión de resultados:
   Realiza un completo análisis de los resultados comparando los tiempos obtenido en cada uno de los casos:

En el primer subproceso, 2. El tiempo de cada disolución ha estado en torno a los 30s aproximadamente.

En el subproceso 2:la reacción de perganmanato potásico y sulfato, ha tardado unos 20s en decolorarse, por lo tanto la acción ha resultado bastante rápida. En cambio, la de oxalato y perganmanato ha resultado muy lenta llegando hasta la hora para comenzar a decolorarse (no lo ha hecho por completo)

En el subproceso 3, la acción ha sido inmediata en ambas reacciones.

En el subproceso 4: el tiempo hha estado entorno a los dos tres minutos en el primer caso, y a los 10 en el segundo caso.

a) ¿Qué factor consideras que ha sido más influyente?
El catalizador, porque es el que más ha acelerado la velocidad de reacción.

b) ¿Consideras que si se usasen todos los factores de manera conjunta se produciría un resultado mayor que con uno solo?
Sí, porque todos ellos acelerarían individualmente la velocidad de una reacción química, y en conjunto, ayudarían a aumentar la rapidez de cambio de reactivos en productos. No obstante, sería una tontería emplearlos todos juntos cuando por separado son tan efectivos.

Extrae una conclusión ciéntífica de los resultados que se obtienen en cada uno de los experimentos y extrae conclusiones dobre:
a) Variación de la velocidad de reacción en función de la temperatura.
Hemos observado como a mayor temperatura aumenta la velocidad de reacción, es decir; la decoloración (en este caso) se produce más rápido. Lo que se debe a que al aumentar la temperatura las partículas comienzan a agitarse, pues tienden al caos, de tal manera que rompen los enlaces (debido a que aumenta el número de choques) y existe mayor probabilidad de que éstos sean eficaces. En consecuencia, la reacción se produce con mayor rapidez.
b) Variación de la velocidad de reacción, en función de la concentración de reactivos.
A mayor concentración, hemos comprobado que la velocidad aumenta. Se debe a que la frecuencia de choques aumenta al haber más moléculas.
c) Efecto del catalizador.
Lo calificaría como tremendamente eficaz, el factor que, según esta práctica ha sido más productivo. Quiero decir, que ha aumentado más la velocidad de reacción, haciéndola inmediata.

CONCLUSIÓN DE TODAS LAS PRÁCTICAS:

Gracias a estas practicas, hemos podido comprobar de primera mano los factores que influyen en la reacción química.

A pesar de que partíamos sabiendo que dichos factores influían, esperándonos los resultados prácticamente, ha sido interesante experimentar con ellos, variar las concentraciones y adquirir más soltura con las reacciones.