UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE PANAMÁ
FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS EXACTAS
INFORME DE CINÉTICA QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL II 1LI111 B
INTEGRANTES:
LOWELYN BLANDFORD 8-1034-887
GABRIELA SOLÍS 8-1027-1342
JUAN APARICIO 20-70-8484
FACILITADORA:
KATHIA CUBILLA
FECHA: 20 DE OCTUBRE DE 2024
Introducción
La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas y
los factores que influyen en estas velocidades. A través de la cinética, podemos
entender no solo la rapidez con la que una reacción avanza, sino también el
mecanismo y las condiciones óptimas para su realización. Este conocimiento es
crucial para diversas aplicaciones industriales y científicas, donde controlar la
velocidad de una reacción puede ser determinante para la eficiencia y seguridad de
los procesos.
En este laboratorio, exploraremos la cinética de la reacción entre peróxido de
hidrógeno (H₂O₂) y yoduro de potasio (KI). Esta reacción es particularmente útil para
estudiar la cinética porque produce yodo (I₂), un producto coloreado que permite
monitorizar fácilmente el progreso de la reacción. Además del yodo, la reacción
produce potasio hidróxido (KOH) y agua. Cuando se agrega peróxido de hidrógeno a
una solución de yoduro de potasio, los iones de yoduro se oxidan lentamente,
permitiendo observar y analizar la influencia de diversos factores sobre la velocidad
de la reacción.
En general, la velocidad de una reacción aumenta con el aumento de la temperatura.
Esto es consistente con nuestras experiencias cotidianas, como al cocinar, donde los
alimentos se cocinan más rápido a temperaturas más altas. Estas observaciones
indican que la constante de velocidad ((k)) depende de la temperatura.
La relación entre la constante de velocidad y la temperatura se describe mediante la
ecuación de Arrhenius:
[ k = A e^{-\frac{E_a}{RT}} ]
En esta ecuación, (k) es la constante de velocidad, (A) es la constante preexponencial de Arrhenius, (E_a) es la energía de activación, (R) es la constante de
los gases y (T) es la temperatura en kelvin. Un aspecto crucial de la ecuación de
Arrhenius es que la constante de velocidad ((k)) depende tanto de la temperatura
como del valor de la energía de activación ((E_a)). La energía de activación puede
considerarse como una barrera energética para la formación de productos, y su valor
es fundamental para comprender la energía involucrada en la reacción.
Experimentalmente, podemos determinar el valor de la energía de activación
midiendo la constante de velocidad a diferentes temperaturas. Para estudiar el efecto
de la temperatura en la velocidad de reacción, es necesario realizar experimentos a
temperaturas superiores e inferiores a la temperatura ambiente. Dado que estamos
evaluando el efecto de la temperatura y no de la concentración, es crucial mantener
constantes las concentraciones de todos los reactivos durante esta parte del
experimento.
Parte I. Concentración
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales: Erlenmeyer de 125 mL Cilindro graduado de 100 y 50 mL Vasos químicos
Pipetas 10 mL Espátula Balanza Placa calefactora Cronómetro.
Reactivos: Solución KI 0.05 M Solución NaS2O3 0.05 M Solución H2SO4 0.1 M
Solución H2O2 1 M Solución de almidón al 1% Agua destilada Recipiente de
desechos con Na2CO3 0.5 M
Procedimiento
I PARTE. Se preparó la solución de almidón para toda la clase: en un vaso químico
de 100 mL, se pesaron 0.3 g de almidón y se disolvieron en 30 mL de agua hirviendo,
agitando hasta que se disolvió. Se utilizó una vez que se enfrió.
II PARTE. Se preparó la solución de KI/NaS2O3: en un cilindro graduado de 100 mL,
se agregaron 50 mL de solución de KI 0.05 M y 50 mL de solución de NaS2O3 0.05
M.
III PARTE. Efecto de la concentración del H₂O₂ en la velocidad de reacción
Se colocaron cinco (5) matraces Erlenmeyer sobre papel toalla blanco y se
etiquetaron de la A a la E.
Se agregaron 20 mL de solución de KI/NaS2O3 a cada matraz utilizando un
cilindro graduado.
Se agregó 1 mL de solución de almidón al 1% a cada matraz utilizando una
pipeta.
Se agregaron 10 mL de ácido sulfúrico 0.1 M utilizando una pipeta limpia.
Se rotularon cinco (5) vasos químicos y se agregaron, con un cilindro
graduado, peróxido de hidrógeno y agua destilada, siguiendo las proporciones
de la tabla:
Tabla
Solución
KI/NaS2O3
(mL)
A
B
C
D
H₂SO₄ (mL)
Almidón (mL)
H₂O₂ (mL)
Agua (mL)
20
20
20
20
10
10
10
10
1
1
1
1
30
25
20
15
E
20
10
1
10
Se utilizó un cronómetro para registrar el tiempo de reacción. Al mismo tiempo,
se vertió el contenido de los cinco vasos en los cinco matraces Erlenmeyer y
se puso inmediatamente en marcha el cronómetro.
Se registró en una tabla el tiempo que tardó cada solución en cambiar de color
(azul/negro).
Se desecharon las soluciones de yodo vertiéndolas en un recipiente destinado
para los desechos que contenía una solución de carbonato de sodio.
Resultados
Solución
A- 30 mL H2O2
B- 25 mL H2O2
C- 20 mL H2O2
D- 15 mL H2O2
E- 10 mL H2O2
A- 30 mL H2O2
Concentración
H2O2
1
1
1
1
1
1
Tiempo (s)
1/Tiempo (s)
86
90
98
112
145
86
0.01162791
0.01111111
0.01020408
0.00892857
0.00689655
0.01162791
Tiempo vs Concentración
160
140
120
100
80
60
40
20
0
30
25
20
Concentration H2O2
15
10
Tiempo (s)
Concentración vs 1/tiempo
35
30
30
25
25
20
20
15
15
10
10
5
1
0,011627907
1
0,011111111
1
0,010204082
1
0,008928571
1
0,006896552
1
2
3
4
5
0
Solución
Concentration H2O2
Tiempo (s)
Orden de la reacción según el gráfico:
1. Solución A
2. Solución B
3. Solución C
4. Solución D
5. Solución E
Discusión
En este experimento utilizamos la concentración del reactivo para modificar la
velocidad de reacción en una solución controlamos la cantidad de nuestra solución
de peróxido de hidrogeno para controlar la velocidad yendo de mayor a menor
poniendo así en evidencia que la concentración modifica la velocidad de reacción
cuando mayor es la concentración del reactivo reacciona más rápido y a medida que
la concentración va bajando tarda más en reaccionar la velocidad de reacción es más
lenta.
Parte II. Temperatura
MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales: Erlenmeyer de 125 mL Cilindro graduado de 100 y 50 mL Vasos químicos
Vasos químicos 600 mL Pipetas 10 mL Espátula Balanza Soporte con pinzas Placa
calefactora Termómetro Cronómetro
Reactivos: Solución KI 0.05 M Solución NaS2O3 0.05 M Solución H2SO4 0.1 M
Solución H2O2 1 M Solución de almidón al 1% Agua destilada Recipiente de
desechos con Na2CO3 0.5 M Hielo
Procedimiento
Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción
Se colocaron tres (3) matraces Erlenmeyer sobre papel toalla blanco y se
etiquetaron.
Se agregaron 20 mL de solución de KI a cada matraz utilizando un cilindro
graduado.
Se agregó 1 mL de solución de almidón al 1% a cada matraz utilizando una
pipeta.
Se agregaron 10 mL de ácido sulfúrico 0.1 M utilizando una pipeta limpia.
Se rotularon los vasos químicos y se agregaron, con un cilindro graduado, el
peróxido de hidrógeno y agua destilada, siguiendo las proporciones de la tabla:
Tabla N°1
Solución
H2SO4 (mL)
Almidón (mL)
Agua (mL)
H2O2 (mL)
KI/NaS2O3
(mL)
Caliente
20
10
1
10
Ambiente
20
10
1
10
Fría
20
10
1
10
Se colocó la mezcla en el baño frío o caliente, según las indicaciones.
Una vez que la temperatura de la mezcla se equilibró con el baño, se agregó
el peróxido de hidrógeno.
Al mismo tiempo, se vertió el contenido de los vasos químicos en los matraces
Erlenmeyer (ver figura N°1) y se puso inmediatamente en marcha el
cronómetro.
Se registraron los datos de temperatura y tiempo en la hoja de reporte.
Se desecharon las soluciones de yodo vertiéndolas en un recipiente destinado
para los desechos que contenía una solución de carbonato de sodio.
Resultados
Concentración
H2O2
0.05
0.05
0.05
Condiciones de
reacción
Caliente
Ambiente
Frío
T(°C)
T(K)
Tiempo
52
22
4
325.15
295.15
277.15
21:01
1:12
2:18
Discusión
En este experimento buscamos probar la relación que existe entre la temperatura y la
velocidad de reacción, en una reacción química como sabemos la temperatura es un
indicador de la velocidad a la que se mueven las partículas cuanto más caliente es
más rápido se mueven las partículas y cuanta menos temperatura allá más lento se
mueven las partículas, esto es fundamental para la velocidad de reacción ya que la
afecta directamente si se mueven rápidamente reaccionaran más rápido al haber
mayor interacción entre las partículas y mayor energía para reaccionar y formar
compuestos, En este experimento usamos un solución de ácido sulfúrico al 0.1M,
yoduro de potasio al 0.05M, Tiosulfato de sodio al 0.05M, una solución de almidón al
1% de agua destilada y peróxido de hidrogeno al 1M, usamos 3 soluciones con las
mismas proporciones de estas soluciones y las expusimos a diferentes temperaturas
para ver como afectaba esta la diferencia de temperatura con esto logramos probar
que la temperatura afectaba la velocidad de reacción, al estar caliente reacciono más
rápido y al estar más frio reacciono más lento.
Conclusión Juan Aparicio
En este experimento, pudimos apreciar de forma bastante clara como podemos
cambiar la velocidad de una reacción a través de la temperatura a nuestra voluntad,
en adición a eso, podemos manipular el tiempo de reacción a través de la modificación
de la concentración de los componentes de nuestra solución, lo que me hace pensar
en el montón de aplicaciones dentro del campo de ingeniería y fuera de ella en
distintos procesos para que las personas podamos controlarlo a nuestra voluntad, y
aunque parezca magia, solo es ciencia, y es lo más fascinante de todo.
Conclusión Lowelyn Blandford
En este experimento aprendimos mucho sobre como la temperatura afecta la
velocidad de reacción en las reacciones químicas usando soluciones como
representación de esta relación sabiendo ahora podemos modificar la intensidad de
la temperatura para controlar la velocidad con la que queremos hacer reaccionar una
solución en un experimento, en el segundo experimento en lugar de usar la
temperatura usamos la concentración del reactivo para modificar la velocidad de
reacción el cual es otra característica que podemos usar para modificar la velocidad
de reacción de una solución.
Conclusión Gabriela Solís
En esta ocasión, comparamos el efecto que tiene la temperatura y la concentración
en la velocidad de la reacción. En el experimento sobre la concentración, observé
cómo variaciones en la cantidad de reactivos afectan el tiempo de reacción, lo que
refuerza la relación directa entre concentración y velocidad. A mayor concentración
de reactivos, hay más moléculas en un volumen dado, lo que incrementa la
probabilidad de colisiones efectivas entre ellas.
Por otro lado, en el experimento sobre temperatura, comprendí que un aumento en la
temperatura acelera las reacciones, lo que se explica a través de la teoría cinética,
donde las moléculas tienen mayor energía y chocan con más frecuencia.
0
