¿Cuál será la velocidad de reacción de 5gr de un metal que reaccionan
con suficiente acido, si el tiempo de la reacción fue de 3 minutos?
Respuestas
Respuesta:
Hasta ahora, el estudio de las reacciones químicas se ha limitado a considerar:
- Las relaciones cuantitativas que existen entre las sustancias reaccionantes.
- Los aspectos termodinámicos que permiten conocer el intercambio energético que acompañan a una transformación, y la
espontaneidad o no de la misma.
No obstante, el que una reacción se produzca en unas condiciones determinadas, es decir, que ocurra espontáneamente, no quiere
decir que se lleve a cabo con una velocidad suficiente y apreciable. Por ejemplo, una mezcla estequiométrica de hidrógeno y oxígeno
reacciona muy lentamente. No obstante, transcurrido un largo periodo de tiempo (millones de años) prácticamente todo el oxígeno y
el hidrógeno habrán reaccionado para producir agua:
H2(g) + 1/2 O2(g) Æ H2O(l) ∆Gºf = - 236,4 kJ/mol
A temperatura ambiente, este proceso prácticamente no tiene lugar, pues a pesar de que está favorecido termodinámicamente,
∆Gº< 0, no observamos cambio químico apreciable. Sin embargo, alrededor de unos 500 ºC, la reacción se vuelve muy rápida y
exotérmica. En condiciones ambientales, el proceso se puede acelerar utilizando un catalizador (polvo de platino), o una chispa que
cause un aumento suficiente de la temperatura.
El cambio de energía libre, ∆G, que acompaña a una transformación sólo indica si es termodinámicamente favorable, es decir, si
puede ocurrir o no, pero no revela por medio de qué mecanismo o con qué rapidez se realiza. La cinética química estudia la velocidad
de las reacciones químicas, los factores que influyen en ellas, y el mecanismo por el cual transcurren.
El estudio y control de las velocidades de reacción tiene mucha importancia práctica y económica. Unas veces nos interesa
retardar ciertos procesos, como ocurre en la descomposición de los alimentos, o en la corrosión de los metales. Otras veces, en la
mayoría de los casos, nos interesa aumentar la velocidad de ciertas reacciones, para que su explotación comercial sea más rentable.
En general, una reacción será útil cuando transcurra a una velocidad razonable.
2.1.1. Velocidad de reacción.
En nuestro entorno y en el laboratorio, estamos acostumbrados a observar reacciones químicas que transcurren con distinta
rapidez. Unas son muy rápidas, a veces, explosivas:
Na(s) + H2O(l) Æ NaOH (aq) + 2 H2(g) Muy rápida (explosiva) a temperatura ambiente
HCl(aq)+ NaOH(aq) Æ NaCl(aq) + H2O(l) Rápida a temperatura ambiente
Otras, por el contrario, son tan lentas, que el cambio químico es casi imperceptible:
Al(s) + O2(g) Æ Al2O3(s) Lenta a temperatura ambiente; I2(g) + H2(g) Æ 2 HI(g) Muy lenta a temperatura ambiente
Durante el transcurso de una reacción, los reactivos desaparecen, al mismo tiempo que se forman los productos. Para describir de
forma cuantitativa cómo evoluciona un proceso, lenta o rápidamente, es necesario aclarar el concepto de velocidad de reacción.
La velocidad de una reacción química mide la variación con el tiempo de la concentración de reactivos y/o productos.
[ ]
t
sustan cia
v
∆
∆ =
Para los productos esta variación es positiva (aumenta su concentración con el tiempo), mientras que para los reactivos, que
disminuyen con el tiempo, sería negativa. Se trabaja en valor absoluto, para lo cual cambiamos el signo de la velocidad de
desaparición de reactivos. [ ]
t
reactivo
vreac ∆
∆ = − [ ]
t
producto v prod ∆
∆ =
Unidades: Habitualmente, la unidad utilizada para expresar la velocidad de reacción es: mol · l -1 · s-1.
Si la reacción se produce en fase gaseosa, también podemos utilizar para expresar la velocidad de reacción, la variación de las
presiones parciales de los reactivos y de los productos con respecto al tiempo. En este caso, la unidad utilizada es: atm · s-1.
Medida así, esta velocidad es diferente para cada sustancia de las que intervienen en la reacción. Por ejemplo, en la reacción
N2(g) + 3 H2(g) Æ 2 NH3(g) las concentraciones varían a diferentes velocidades. La estequiometría indica que por cada mol de
nitrógeno que desaparece, se consumen 3 moles de hidrógeno, y se forman 2 moles de amoniaco. La velocidad de consumo del N2 es
la mitad que la velocidad de formación del NH3, y la tercera parte que la velocidad de consumo del H2. Para establecer una única
velocidad de reacción, dividimos por el número de moles que intervienen.
[ ] [ ] [ ]
t
NH
2
1
t
H
3
1
t
N
v 2 2 3
∆
∆ = ∆
∆ = − ∆
∆ = −
En general, para una reacción a A + b B Æ c C + d D [ ] [ ] [ ] [ ]
t
D
d
1
t
C
c
1
t
B
b
1
t
A
a
1
v
∆
∆ = ∆
∆ = ∆
∆ = − ∆
∆ = −
La velocidad de reacción, generalmente, no es uniforme; sino que varía con el tiempo. De hecho, conforme se van consumiendo
los reactivos, su concentración es cada vez menor, y es más difícil que las moléculas de las sustancias se encuentren para reaccionar.
Por tanto, la velocidad de reacción irá disminuyendo con el tiempo, hasta hacerse cero (se hayan agotado o no los reactivos). Se
llegará entonces a un estado de equilibrio.
Explicación: