INSTITUTO TECNOLÓGICO SUPERIOR DE LOS RÍOS

“PRÁCTICA”

Materia:

CINETICA QUÍMICA BIOLOGÍCA

Tema:

VELOCIDAD DE REACCIONES QUÍMICAS(DECOLORACIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO)

Alumno:

SERGIO GARCIA LAYNES

Docente:

TERESITA DE JESUS CELIS ARAMBURO

Carrera:

INGENIERÍA BIOQUÍMICA

Semestre:

6to. SEMESTRE

Turno:

VESPERTINO

Balancán, Tabasco 17/mayo/2013

Introducción

Esta práctica se basa en la teoría de las colisiones de Lewis que afirma que "para que ocurra un cambio químico es necesario que las moléculas de la sustancia o sustancias iniciales entren en contacto mediante una colisión o choque". Este debe ser eficaz, es decir, debe cumplir que el choque genere la suficiente energía para romper los enlaces entre los átomos y que el choque se realice con la orientación adecuada para formar la nueva molécula.Además de esto se deben tener en cuenta la velocidad de una reacción química, es decir, la cantidad de reactivos que se transforman o productos que se forman por unidad de tiempo.

Esta velocidad de reacción puede modificarse dependiendo de los factores externos que influyan en nuestra reacción. Estos pueden ser 5:a) Naturaleza de las sustancias reactivas: Dependiendo de los reactivos la velocidad varia.b) Temperatura: Debido a la teoría cinética molecular, a mayor temperatura mayor velocidad de movimiento de partículas y por tanto, mayor número de choque eficaces.c) Concentración: Al aumentar la concentración de los reactivos aumenta la velocidad de reacción.d) Superficie de contacto: Estado de los reactivos (sólido, líquido o gaseoso)e) Catalizadores: Son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción sin consumirse en el proceso, es decir, tras la reacción pueden ser separados.

Instituto Tecnológico Superior de los RíosSemestre Enero 2013 –Agosto 2013

Cinética química-biológica

PRÁCTICA No. 3“VELOCIDAD DE REACCIONES QUÍMICAS

(Análisis de la velocidad de reacción de decoloración del permanganato de potasio)”

OBJETIVO:Examinar la velocidad a la que se produce la decoloración del permanganato frente a dos reactivos de distinta naturaleza.

MARCO TEÓRICO

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.

VELOCIDAD DE REACCIÓN SIN CATALIZADORES Y SIN ALTERACION DE TEMPERATURA

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, 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 moles/s.

VELOCIDAD DE REACCION CON CATALIZADOR

Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de una reacción química sin cambiar el producto final de la misma. A veces la luz o un campo eléctrico externo realizan también una labor catalizadora.

Habitualmente los catalizadores se recogen al final de la reacción sin que hayan cambiado, por lo que se necesitan cantidades muy pequeñas, pero con el tiempo experimentan un proceso de desgaste o incluso "envenenamiento" que les hace inservibles, sobre todo cuando trabajan a alta temperatura, ya que se volatilizan lentamente.

Figura 1. Acción de un catalizador

Un catalizador no puede provocar una reacción que no se pueda realizar por sí misma. Prácticamente hay un catalizador para cada reacción: son específicos de cada una, haciendo que la energía de activación sea menor. La forma de actuar los catalizadores consiste en cambiar el mecanismo de la reacción, proporcionando un camino más simple, por lo que el tiempo de la reacción es menor. Toman parte activa en la reacción, formando compuestos intermedios que se descomponen rápidamente regenerando el catalizador, por lo que éste no se consume. De esta forma, el catalizador cambia el mecanismo de la reacción y hace que ésta transcurra por un camino diferente de menor energía de activación.

EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandés, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica:

Un aumento de temperatura aumenta la velocidad de la reacción, con independencia de que ésta sea exotérmica o endotérmica. La explicación está en el hecho de que, al aumentar la temperatura, aumenta el número de moléculas con una energía igual o mayor que la energía de activación, con lo que aumenta el número de choques efectivos. La velocidad de la reacción se duplica por cada 10ºC de aumento de temperatura.

MATERIALES Y METODOS

Tabla 1. Muestra los materiales y reactivos utilizados durante la práctica de decoloración del permanganato de potasio.

MATERIALES REACTIVOSSoporte mecánico Permanganato de potasio (0.3%, HICEL)Aro con nuez Oxalacetato de sodio (J.T Baker)Vaso de precipitado de 500 ml Sulfato ferroso (J.T. Baker, granular)Probeta de 100 ml Agua destiladaMatraz Erlenmeyer de 250 ml Cloruro de manganeso (II) (4 Hydrate,

cristal)Embudo de vidrioVarilla de vidrio agitadoraCronómetroTermómetro

Steffel, M.J. (1990) Reduction of permanganate: a kinetics demostration for general chemistry. J. Chem. Educ. 67 (7): 598.DOI: 10.1021/ed067p598.3

Para hacer esto haremos uso de una disolución diluida de oxalato sódico y otra disolución diluida de sulfato ferroso:• Se preparan 3 disoluciones distintas, primero una disolución diluida de 80 ml de oxalato de sodio, posteriormente una disolución diluida de 80 ml de sulfato ferroso, y por último una disolución muy diluida de 80 ml de permanganato potásico (de color violeta).

Tabla 2. Muestra la preparación de las soluciones a utilizar.

Reactivo Gramos o ml Volumen de agua destiladaCloruro de manganeso 0.01 g Se afora a 50 mlCloruro de manganeso concentrado

0.03 g Se afora a 50 ml

Permanganato de potasio 6 ml Se afora a 60 mlSulfato ferroso 0.50 g Se afora a 50 ml Oxalato de sodio Se afora a 60 ml

• Se añaden 10 ml de la disolución de permanganato en dos tubos de ensayo.• A la vez se añaden 10 ml de oxalato sódico y 10 ml de sulfato ferroso en cada uno de los tubos poniendo en marcha el cronómetro.• Con el termómetro medimos la temperatura del laboratorio, que será la misma que en la que se encuentran las reacciones (25º aproximadamente).• Se observa una decoloración.• Cuando la disolución esté casi incolora se parará el cronometro y se anotarán los resultados.Justificación teórica: Cuando se produce la disolución del oxalato de sodio y del sulfato ferroso en agua se producen iones oxalato, en el primer caso, en el segundo iones ferrosos daría como resultado. Estos iones son los que producen la decoloración del permanganato y en el proceso los iones ferrosos provocan la reacción de manera mucho más rápida.

Subproceso 2: En la segunda parte de la práctica probamos la influencia de la temperatura sobre la velocidad de reacción.• Se usan las disoluciones de permanganato, oxalato y sulfato ferroso del proceso anterior.• Se añaden 10 ml de cada disolución en un tubo de ensayo distinto.• Calentamos en baño “María” ambas disoluciones hasta que la temperatura sea de 35º C.• Seguimos el proceso vertiendo la disolución de oxalato sobre la del permanganato y se pone en marcha el cronometro dejando reposar la mezcla.• Cuando se complete la decoloración anotamos resultados y repetimos el proceso con una temperatura d 45º.

Subproceso 3: Comprobamos la influencia de un catalizador sobre la velocidad de reacción. El catalizador específico para esta reacción es el cloruro de manganeso (II):• Son utilizadas las disoluciones anteriores (permanganato, oxalato y sulfato ferroso).• Se añaden 10 ml de cada disolución a un tubo de ensayo diferente.• Se preparan 10 ml de disolución concentrada del cloruro.• Se añade oxalato sobre el permanganato, a la vez, la disolución del cloruro. Se deja reposar la mezcla mientras cronometramos, cuando se termine de decolorar anotamos el tiempo marcado por el cronómetro.

Justificación teórica: La decoloración se lleva a cabo de forma más rápida ya que al crear una disolución de cloruro de manganeso (II) se liberan una serie de iones que aceleran el proceso de decoloración del permanganato.

Subproceso 4: Influencia de la concentración de los reactivos sobre la velocidad de reacción:• Se modifica la disolución de oxalato manteniendo la disolución de permanganato idéntica.• Preparamos 10 ml de una disolución de oxalato muy concentrada (añadimos tres veces más oxalato a la disolución).• Se añaden 10 ml de cada disolución a un tubo de ensayo diferente.

• Se añade el oxalato sobre el permanganato y a la vez la disolución del cloruro, se pone el cronometro en marcha y se deja reposar, cuando se complete la decoloración se para el cronometro y anotamos el resultado.

RESULTADOS

Siguiendo el método propuesto obtuvimos los siguientes resultados.

Tabla 3. Muestra los tiempos registrados de la decoloración del permanganato de potasio en diferentes condiciones de reaccion.

Proceso Condición Tiempo de reacciónProceso 1 Temperatura ambiente (sin

catalizador.1 minuto 15 segundos.

Subproceso 2 Temperatura a 350C 8 segundosSubproceso 2 Temperatura a 450C 15 segundosSubproceso 3 Con catalizador diluido a 0.1g

(cloruro de manganeso)3 segundos

Subproceso 4 Con catalizador 3 veces más concentrado (cloruro de manganeso)

1 segundo (reacción instantánea)

DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Cabe destacar que hubo modificaciones en el protocolo metodológico de la práctica. Esto debido a que nos percatamos que el sulfato ferroso solo era mencionado en el primero proceso, no así en los demás procesos; por lo tanto determinamos usar el sulfato ferroso en todos los procesos para que la reacción fuera la misma y solo cambiaran las condiciones de la reacción. Tuvimos problemas en el preparado de las soluciones, al final nos hizo falta de casi todos los reactivos, por lo que bajamos el volumen de 10 ml a 5 ml respectivamente. Razón por la cual pensamos que tuvimos un resultado NO esperado en el subproceso 2, donde se supone que a mayor temperatura debería de haber ocurrido la reacción mas velozmente que la reacción con menos temperatura (resaltado de amarillo en la tabla 3).

Dejando a un lado los inconvenientes, los resultados fueron los esperados a excepción del subproceso 2. En la tabla 3 es evidente que la reacción ocurre a mayor velocidad ante la presencia de un catalizador, en este caso el cloruro de manganeso. Por otro lado la temperatura acelera también notablemente la velocidad de reacción respecto de la reacción natural sin catalizador. A última instancia, me percaté de que el proceso número 4, lo hicimos erróneamente. El protocolo marca subir 3 veces más la concentración de sustrato, en este caso oxalato; el error estuvo en que se triplico la concentración del catalizador y no del sustrato.

Bibliografía

http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/concentra.htm

http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio//4750/4849/html/4_catalizadores.html

http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/efecto-de-la-temperatura-sobre-la-velocidad-de-las-reacciones-quimicas

http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/temp.htm

http://gabriiblog.blogspot.mx/2009/03/practica-22-analisis-de-la-velocidad-de.html

ANEXO