PRÁCTICA DE LABORATORIO: Evaluación de la velocidad en una reacción

 

Evaluación de la velocidad en una reacción

1. Introducción

La cinética química estudia la rapidez con que ocurren las reacciones y los factores que la modifican. La velocidad puede determinarse a partir de la disminución de la cantidad de reactivos o del aumento de la cantidad de productos durante un intervalo de tiempo. Entre los factores que influyen en ella se encuentran la concentración, la temperatura, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

En esta práctica se estudiará la reacción entre carbonato de calcio (CaCO₃) y ácido clorhídrico (HCl), que produce cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono gaseoso. La liberación de CO₂ permite seguir el avance de la reacción mediante la disminución de la masa del sistema, siempre que el gas pueda escapar y no se produzcan pérdidas de líquido.

Se comparará la rapidez de reacción a dos concentraciones de HCl, manteniendo constantes la masa y las características del carbonato de calcio, el volumen de disolución, el recipiente y la temperatura de trabajo. La información obtenida permitirá construir curvas de pérdida de masa en función del tiempo y estimar velocidades promedio de producción de CO₂.

2. Objetivos

2.1 Objetivo general

Evaluar experimentalmente la velocidad de la reacción entre carbonato de calcio y ácido clorhídrico mediante el seguimiento de la pérdida de masa asociada al desprendimiento de dióxido de carbono.

2.2 Objetivos específicos

·        Registrar la masa del sistema durante la reacción a intervalos de tiempo definidos.

·        Calcular la masa y la cantidad de CO₂ producidas en distintos instantes.

·        Determinar la velocidad promedio de formación de CO₂ a partir de los datos experimentales.

·        Comparar la velocidad de reacción obtenida con dos concentraciones de ácido clorhídrico.

·        Identificar fuentes de error que afecten la medición y la interpretación de la velocidad de reacción.

3. Fundamentos teóricos

3.1 Velocidad de reacción

La velocidad de una reacción expresa el cambio de la cantidad de una sustancia por unidad de tiempo. Para esta práctica, se utilizará como indicador la rapidez con que se libera CO₂, determinada por la masa que abandona el recipiente. En un intervalo de tiempo Δt, una velocidad promedio puede expresarse como:

vₘ = Δm(CO₂) / Δt

donde vₘ se expresa en g·s⁻¹, Δm(CO₂) es la masa de dióxido de carbono liberada (g) y Δt es el tiempo transcurrido (s). Este resultado representa una velocidad de formación de producto expresada en masa por tiempo, no una variación de concentración molar por segundo.

3.2 Reacción entre carbonato de calcio y ácido clorhídrico

La ecuación química balanceada es:

CaCO₃(s) + 2 HCl(ac) → CaCl₂(ac) + H₂O(l) + CO₂(g)

Por cada mol de CaCO₃ que reacciona se forma un mol de CO₂. Si este gas sale del sistema, la masa registrada por la balanza disminuye. En ausencia de salpicaduras u otras pérdidas apreciables, dicha disminución puede atribuirse principalmente al CO₂ liberado.

3.3 Efecto de la concentración y condiciones experimentales

La concentración del HCl influye en la frecuencia de encuentros efectivos entre las especies reactivas y la superficie del carbonato de calcio. Sin embargo, al tratarse de una reacción heterogénea (sólido–líquido), también intervienen el tamaño de partícula, el área superficial expuesta y la mezcla. Por ello, estas variables deben mantenerse lo más constantes posible para comparar las concentraciones.

Como el desprendimiento de gas puede ser rápido al inicio y disminuir al consumirse los reactivos, la velocidad promedio depende del intervalo seleccionado. Se utilizará preferentemente el intervalo inicial de 0 a 30 s; si las lecturas no permiten estimarlo con fiabilidad, se empleará el primer intervalo real de medición y se indicará explícitamente.

4. Parte experimental

4.1 Materiales y equipos

·        Balanza con sensibilidad de al menos 0,01 g y capacidad adecuada para el conjunto.

·        Cuatro matraces Erlenmeyer de 125–250 mL o un matraz limpio para cada ensayo.

·        Probeta graduada de 50 mL y material volumétrico para preparar la dilución.

·        Cronómetro o temporizador con lectura en segundos.

·        Vidrio de reloj o recipiente de pesaje; espátula.

·        Algodón para colocar un tapón flojo que retenga salpicaduras sin impedir la salida del gas.

·        Termómetro para registrar la temperatura ambiente.

·        Papel absorbente para secar el exterior del matraz antes de pesarlo.

4.2 Reactivos

·        Carbonato de calcio (CaCO₃).

·        Ácido clorhídrico (HCl) 1 mol·L⁻¹.

·        Ácido clorhídrico (HCl) 0,5 mol·L⁻¹.

·        Agua destilada.

4.3 Preparación y cantidades de trabajo

Se realizarán cuatro ensayos: dos con HCl 0,5 M y dos con HCl 1 M. En cada uno se utilizarán 0,5 g de CaCO₃ y 30 mL de la disolución ácida correspondiente. Se mantendrá la misma presentación y tamaño de partícula del sólido en todos los ensayos. Registrar las masas y los volúmenes reales utilizados.

Para preparar 60 mL de HCl 0,5 M a partir de HCl 1 M, medir 30 mL de agua destilada y agregar lentamente 30 mL de HCl 1 M. Homogeneizar; preparar la dilución con material volumétrico apropiado y verificar el volumen final de 60 mL. Agregar siempre el ácido al agua.

4.4 Preparación del sistema de medición

1. Limpiar y secar el matraz y colocar en su boca una pequeña porción de algodón, sin comprimir ni sellar; el CO₂ debe poder salir libremente.

2. Medir 30,0 mL de HCl de la concentración correspondiente y transferirlos al matraz.

3. Pesar el conjunto matraz + ácido + algodón y registrar su masa como m_base (g).

4. En un recipiente aparte, pesar aproximadamente 0,5 g de CaCO₃. Registrar la masa exacta como m_CaCO₃.

5. Calcular antes de comenzar la masa inicial teórica del sistema: m₀ = m_base + m_CaCO₃. Anotar la temperatura de trabajo.

4.5 Evaluación de la velocidad de reacción

1. Con el matraz colocado en la balanza, retirar momentáneamente el algodón, incorporar de una sola vez el CaCO₃ e iniciar el cronómetro en el momento del contacto entre el sólido y el ácido.

2. Colocar inmediatamente el algodón flojo y dejar que el CO₂ escape sin obstrucciones. No tapar herméticamente ni agitar el matraz mientras se efectúan las pesadas.

3. Registrar la masa indicada por la balanza a los 15, 30, 45, 60, 90, 120 y 180 s. Si la lectura se estabiliza después de la hora prevista, anotar el tiempo real correspondiente.

4. Finalizar la medición cuando dos lecturas sucesivas sean prácticamente constantes o al alcanzar los 180 s. Si se producen salpicaduras, descartar el ensayo y repetirlo.

5. Lavar y secar el material. Repetir el procedimiento con la misma concentración de HCl para obtener una segunda medición.

6. Realizar después dos ensayos equivalentes con la otra concentración, sin modificar la masa de CaCO₃, el volumen de ácido ni la temperatura de trabajo.

7. Organizar los datos, calcular la masa de CO₂ liberada en cada tiempo y comparar los perfiles de ambas concentraciones.

5. Cálculos y tratamiento de datos

5.1 Masa inicial del sistema

m₀ = m_base + m_CaCO₃

m_base es la masa del matraz con HCl y algodón; m_CaCO₃ es la masa de sólido añadida. La masa m₀ se calcula para evitar retrasos en el registro del comienzo de la reacción.

5.2 Masa de CO₂ liberada

m(CO₂)ₜ = m₀ − mₜ

mₜ es la masa registrada en el instante t. Elaborar una gráfica de m(CO₂) en función del tiempo para cada ensayo.

5.3 Velocidad promedio de liberación de CO₂

vₘ(0–30 s) = [m(CO₂)₃₀ − m(CO₂)₀] / 30 s

La velocidad se expresa en g·s⁻¹. Si no existe una medición fiable a los 30 s, sustituir 30 s por el primer tiempo medido y utilizar su intervalo real. Calcular también la velocidad en cualquier otro intervalo de interés con Δm/Δt.

5.4 Cantidad de CO₂ y valor teórico

n(CO₂)ₜ = m(CO₂)ₜ / 44,01 g·mol⁻¹

m(CO₂)teórica = m_CaCO₃ × (44,01 / 100,09)

Para 0,5 g de CaCO₃ puro, la masa máxima teórica de CO₂ es aproximadamente 0,22 g, siempre que el carbonato se consuma por completo. Ambos medios ácidos contienen HCl en exceso respecto a esta masa de carbonato.

5.5 Comparación de velocidades

Calcular la velocidad promedio de los dos ensayos de cada concentración y el cociente de velocidades:

v̄ₘ = (vₘ,ensayo 1 + vₘ,ensayo 2) / 2        Relación = v̄ₘ(1 M) / v̄ₘ(0,5 M)

Comparar las pendientes iniciales de las curvas de m(CO₂) frente a t. La razón de velocidades describe el comportamiento observado; por sí sola no establece un orden cinético de reacción.

6. Observaciones y resultados

Fecha: ____________________     Grupo: ____________________

Integrantes: ______________________________________________________________

Temperatura (°C): ____________________     Observaciones iniciales: ____________________

Tabla A. Condiciones y masa inicial de cada ensayo

Ensayo	HCl (M)	m_base (g)	m_CaCO₃ (g)	m₀ calculada (g)
1	0,50
2	0,50
3	1,0
4	1,0

 

Tabla B. Registro de masa del sistema durante la reacción

Tiempo (s)	Ensayo 1 (g)	Ensayo 2 (g)	Ensayo 3 (g)	Ensayo 4 (g)
0*
15
30
45
60
90
120
180

 

* En t = 0 registrar la masa inicial calculada (m₀). Si se utilizan tiempos reales distintos a los propuestos, consignarlos en las anotaciones.

Tabla C. Masa de CO₂ liberada en función del tiempo

Tiempo (s)	Ensayo 1 (g)	Ensayo 2 (g)	Ensayo 3 (g)	Ensayo 4 (g)
0
15
30
45
60
90
120
180

 

Tabla D. Velocidad experimental y comparación

HCl (M)	vₘ ensayo 1 (g·s⁻¹)	vₘ ensayo 2 (g·s⁻¹)	v̄ₘ (g·s⁻¹)
0,50
1,0

 

Relación de velocidades, v̄ₘ(1,0 M) / v̄ₘ(0,50 M): ____________________

Aspecto de la reacción, intensidad del burbujeo y otras observaciones: ______________________

7. Precauciones y seguridad

·        Utilizar bata, gafas de seguridad y zapatos cerrados durante toda la práctica.

·        Evitar el contacto de las disoluciones de HCl con la piel y los ojos; ante una salpicadura, lavar con abundante agua y notificar al docente.

·        No inhalar directamente los vapores ni aproximar el rostro al matraz.

·        No cerrar herméticamente el recipiente: la reacción desprende CO₂ y podría provocar sobrepresión.

·        Mantener el algodón colocado flojo, de manera que permita la salida del gas y limite las salpicaduras.

·        No agitar, desplazar ni tocar el matraz durante las lecturas; secar previamente su exterior para proteger la balanza.

·        No manipular directamente el carbonato de calcio; utilizar espátula y evitar generar polvo.

·        No suponer que toda pérdida de masa corresponde a CO₂ si existe proyección de líquido o derrame.

·        Recoger las mezclas residuales en el recipiente de desechos acuosos designado, siguiendo las indicaciones del laboratorio.

8. Cuestionario

1. ¿Por qué la disminución de la masa del sistema permite seguir el avance de esta reacción? Indique la condición necesaria para que la medición sea válida.

2. Escriba la ecuación balanceada de la reacción e identifique la sustancia que se libera como gas.

3. Explique por qué la masa inicial (m₀) se calcula antes de iniciar el experimento en lugar de esperar una lectura de balanza después de añadir el sólido.

4. Con sus datos, determine la masa de CO₂ liberada a los 30 y 60 s en uno de los ensayos.

5. Calcule la velocidad promedio de producción de CO₂ durante el intervalo inicial de 0 a 30 s para cada concentración de HCl.

6. Compare las curvas de producción de CO₂ en función del tiempo. ¿Cuál muestra mayor pendiente inicial y qué interpretación tiene?

7. Calcule la masa teórica de CO₂ formada al reaccionar 0,50 g de CaCO₃ puro. Compare ese valor con la pérdida de masa final observada.

8. ¿Qué efecto tendría utilizar partículas de CaCO₃ más finas en uno de los ensayos, manteniendo la misma masa de sólido?

9. Explique cómo afectaría a los resultados una pérdida de ácido por salpicadura o un tapón que impidiera la salida del CO₂.

10. ¿Por qué no puede determinarse de manera concluyente el orden cinético de esta reacción únicamente con las velocidades promedio obtenidas en la práctica?

9. Referencias bibliográficas

Atkins, P., de Paula, J., & Keeler, J. (2018). Atkins’ Physical Chemistry (11th ed.). Oxford University Press.

Chang, R., & Goldsby, K. A. (2016). Chemistry (12th ed.). McGraw-Hill Education.

Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications (11th ed.). Pearson.