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• Manuela Allende

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GUIA DE LABORATORIO 5 (VIRTUAL) CINETICA QUIMICA 1.

OBJETIVOS  Al finalizar la unidad el estudiante resuelve problemas de reacciones de primer orden, considerando las variables de tiempo y concentración.  Observar la importancia de la concentración de los reactivos con respecto a la velocidad de una reacción química.  Determinar la relación entre la concentración y el tiempo de reacción entre el yodato de potasio (KIO3) y el bisulfito de sodio (NaHSO3).  Utilizar el simulador para realizar los procedimientos de la cinética química http://labovirtual.blogspot.com/search/label/cin%C3%A9tica%20qu%C3%ADmica

2.

MARCO TEÓRICO CINÉTICA QUÍMICA La cinética química es una parte de la química netamente experimental que estudia la rapidez con que transcurren las reacciones químicas o también denominada velocidad de reacción. VELOCIDAD DE REACCIÓN La velocidad de una reacción química se conoce como una velocidad de descomposición de un reactivo y a su vez como la velocidad de generación de un producto, conforme transcurre la reacción química en un intervalo de tiempo. Considere la siguiente reacción química:

Donde: [A] , [B] y [C]: Concentración molar (mol/L). Los signos negativos indican que las concentraciones de los reactantes A y B decrecen con el tiempo, y el signo positivo, que la concentración del producto C aumenta con el tiempo. La definición de velocidad nos indica que B se consume (desaparece) 3 veces más rápido que A, mientras C se produce

(aparece) 2 veces más rápido que A, a medida que esta última se consume.

LEY DE VELOCIDAD La expresión matemática que relaciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos se denomina Ley de Velocidad. Esta Ley plantea que “la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactantes elevado a ciertos exponentes experimentales”. Para la reacción anteriormente citada, la Ley de velocidad podemos representarla según:

𝒎 : Orden del reactante A. 𝒏 : Orden del reactante B. 𝒎 + 𝒏 : Orden total de la reacción

El exponente de cada concentración (n y m en este caso) se denomina el orden de la reacción para esa especie química particular. Si los valores de m y n son 1 y 2 respectivamente, la ley de velocidad es: 𝑉𝑟𝑥𝑛

=

−∆[𝐴]

= 𝑘[𝐴][𝐵]2

∆t Y se dice que la reacción es de primer orden respecto a la especie A y de segundo orden respecto a la especie B. Si los valores de m y n son 0 y 1 respectivamente, la ley de velocidad es:

𝑉𝑟𝑥𝑛 =

−∆[𝐴] ∆t

= 𝑘[𝐴]0[𝐵]1 = 𝑘[𝐵]

En este caso se dice que es de orden cero respecto a A (o independiente de la concentración de A) y de primer orden respecto a B. El orden de reacción respecto a una especie es simplemente la potencia a la cual se eleva la concentración de dicha especie en la ley de velocidad. El orden total de la reacción será la suma de 𝑚 + 𝑛. Se debe hacer presente que el orden de reacción se determina experimentalmente y no debe ser relacionada con los coeficientes de la ecuación estequiométrica, excepto si la reacción ocurre en una sola etapa. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Son las siguientes: 

La concentración A mayor concentración de los reactivos, mayor será la probabilidad de que se produzcan choques entre sus partículas, es decir cuando aumenta la concentración de los reactivos, aumentará la velocidad de reacción.

↑ ∆ [ ] → ↑ ∆𝑉 

La temperatura Al aumentar la temperatura, el movimiento de las partículas es más rápido por lo cual se producen más choques, además las partículas tienen mayor energía cinética y por tanto los choques son más eficaces, es decir si la temperatura aumenta la velocidad de reacción aumenta.



Los catalizadores Son sustancias que aumentan o disminuyen considerablemente la velocidad de reacción sin interferir en la formación de los productos, estos catalizadores no se consumen durante la reacción química.

REACCIÓN DEL KIO3 Y NaHSO3 Los reaccionantes efectivos son el ion yodato (IO 3-) y el ion bisulfito (HSO3-). La reacción puede representarse por la ecuación: IO3- + HSO3- → I- + HSO4El yodato no consumido en el paso anterior reacciona con el yoduro para formar yodo, que en presencia de bisulfito es reducido a yoduro

5𝐼− + 6𝐻+ + 𝐼𝑂− → 3𝐼2 + 3𝐻2𝑂 𝐼2 + 𝐻𝑆𝑂− + 𝐻2𝑂 → 2𝐼− + 𝑆𝑂2− + 3𝐻+ El almidón que se usa como indicador de la reacción forma un complejo con el 𝐼2, pero la reacción 𝐼2 → 𝐼 −, por acción del bisulfito es más rápida que la de formación del complejo 𝐼2 − almidón y, por lo tanto, se produce 𝐼− hasta que el bisulfito se agota y, en este momento se inicia la formación del complejo de color azul-negro

PROCEDIMIENTO (DESARROLLO DE LA PRÁCTICA)  Efecto de la concentración en la velocidad de reacción - Se tiene 5 tubos de ensayo de 22 mL rotulados (a, b, c, d, e). - Añadir con una pipeta, 2.5 mL de la solución de yodato de potasio (KIO₃) 0.1 M al tubo de ensayo grande rotulado con la letra “a”. - Luego añadir 2.0 mL, 1.5 mL, 1.0 mL y 0.5 mL en los tubos de ensayo grandes rotulados restantes b, c, d y e respectivamente y completar con agua destilada hasta 2.5 mL. Nota: Verter un poco agua destilada de la piseta al vaso de precipitado y utilizarla.

Tabla 01. Volúmenes de los reactivos en cada tubo. Identificación del tubo

KI O3 (m L)

H2 O (m L)

a

2.5

0.0

b

2.0

0.5

c

1.5

1.0

d

1.0

1.5

e

0.5

2.0

Fuente: Propia - Con la ayuda del docente o asistente de laboratorio de Química, añadir 10 gotas de ácido fosfórico 2 M a los tubos de ensayo de 22 mL que contienen las soluciones de KIO3. - Añadir 4 gotas de solución de almidón 1 % en cada tubo de ensayo de 17 mL que contiene 2.5 mL de la solución NaHSO3 ya medidos y entregados por el asistente. - Verter las soluciones de los tubos de ensayo de 17 mL con NaHSO3 a los tubos de ensayo de 22 mL con KIO 3. Empiece por el primer par de tubos indicado por el profesor. IMPORTANTE: No olvidar usar el tapón al momento de homogenizar. No introducir completamente el tapón en el tubo de ensayo ya que podría quedar atascado. - Tomar el tiempo desde el instante en que las soluciones entran en contacto hasta que aparece una coloración azul y anotar.

I. CÁLCULOS Y RESULTADOS: Complete las tablas y escriba sus cálculos en una hoja adjunta. Tabla A. Resultados de la práctica de cinética química. Gráfico A. Concentración [KIO3] (eje Y) versus tiempo (eje X). Tabla A. Resultados de la práctica de cinética química. Identificac ión del

KIO3 (mL)

tubo

H2

NaHS

[KIO3]

Tiempo de

O

O3

(mol/L)

Reacci

(m

(mL)

ón (seg)

L) a

2.5mL

0mL

2.5mL

0.1 M

80

b

2.0

0.5

2.5

0.08

100

c

1.5

1.0

2.5

0.06

110

d

1.0

1.5

2.5

0.04

120

e

0.5

2.0

2.5

0.02

135

Observacion es

Gráfico A: Concentración [KIO3] (eje Y) versus Tiempo de reacción (eje X).

Concentración [KIO3] vs. Tiempo de Reacción

Concentracion Molar del ioduro de potasio

0.12 0.1 0.1 0.08 0.08 0.06 0.06 [KlO3] Linear ([KlO3])

0.04 0.04 0.02 0.02

0 70

80

90

100

110

120

130

140

Tiempo de reacción (seg)

Tabla: TR 80 100 110 120 135

[KlO3] 0.1M 0.08 0.06 0.04 0.02

TR: Tiempo de reacción (segundos) [KlO3]: Concentración molar del ioduro de potasio CONCLUSIONES

Según observamos en la tabla, la concentración molar del ioduro de potasio KIO3 disminuyó en cada muestra realizada, y teóricamente sabemos que: ¨Si la concentración molar de un reactivo aumenta, la velocidad de reacción de ésta también aumenta y además el tiempo de reacción disminuiría¨. Por tanto, de los valores que tenemos en la tabla, deducimos que, al disminuir la concentración molar del ioduro de potasio, la velocidad de este también disminuye, y, además, esto significa que el tiempo de reacción aumentaría en cada una de las pruebas. Asimismo, del gráfico: Sabiendo que, en el eje x posicionamos el tiempo de las reacciones y, en el eje y las concentraciones molares, podríamos deducir que el tipo de reacción que es según la tendencia mostrada:

Concluimos que la reacción es de orden 0.

WEBGRAFIA: CINÉTICA

QUÍMICA:

ORDEN

DE

REACCIONES

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centrostic/41008970/helvia/sitio/upload/cinetica2.pdf

LIBROS: - Domínguez, A. (2006). Química, La Ciencia Básica - T. E. Paraninfo. - Negi, A., Anand, S. (1985) A TEXBOOK OF PHYSICAL CHEMISTRY, NEW AGE INTERNATIONAL - Singh, N., Shiva, A. (2009) CHEMISTRY: VOLUME II - Levine, N. FISICOQUÍMICA - Atkins, P. (2008) QUÍMICA FÍSICA, MCGRAW-HILL DOCUMENTOS: - Protocolo de Seguridad para los laboratorios de Química. - Plan de Manejo de Residuos de los laboratorios de Química y Física.

DESARROLLO DEL SIMULADOR GRAFICA 1: Estudio de la variación de la velocidad de reacción con respecto al reactivo A

Manteniendo constante la temperatura a 25 º C y la concentración del reactivo B en 0,1 M (10 ml) 0.06

0.06 f(x) = 0.17 x + 0 R² = 1

0.05

0.04

0.04

1/tiempo

0.05

0.03

0.03

1/t 0.02

Lin ea r (1/ t)

0.02

0.01

0 0.05

Tabla 1:

0.1

0.15

0.2

0.25

0.3

Concentracion Prueb [A] Molar de 1/tA t a 1 0.1 0.02

0.35

[B] 51

0.1

2

0.15

0.028

35

0.1

3

0.2

0.038

26

0.1

4

0.25

0.045

22

0.1

5

0.3

0.055

18

0.1

De la primera tabla, podemos observar que el tiempo de reacción tiende a disminuir conforme la concentración molar del reactivo A va incrementándose en cada una de las pruebas. Para hallar el orden parcial del reactivo A necesitaremos los valores de velocidad instantánea de 2 de las pruebas en la tabla como referencia. Para calcular las velocidades de estas, necesitaremos a su vez la variación del tiempo y la variación de la concentración molar. Entonces, de acuerdo a los datos que nos proporciona el simulador, obtendremos la variación de la concentración molar del reactivo A, tanto en la prueba 1 como en la prueba 2: Para la prueba 1:

A+ B →C 0.1 0.1−¿ −x−x + x 0.04 0.04 0.06

∆ [ A ]=0.04−0.1=−0.06 M Para la prueba 2:

A+ B →C 0.15 0.1−¿ −x−x + x 0.09 0.04 0.06

∆ [ A ]=0.09−0.15=−0.06 M Teniendo este valor, lo reemplazaremos en la formula para determinar la velocidad de reacción que ocurrió en la prueba 1 y, en la prueba 2 (usados como referencia): Velocidad de Reacción de Prueba 1:

Vrxn=

−∆[ A ] ∆t

Vrxn=

+0.06 51−0

Vrxn=1.1764∗10−3

mol L∗s

Velocidad de Reacción de Prueba 2:

Vrxn=

+0.06 35−0

Vrxn=

1.7142∗10−3 mol L∗s

Teniendo todos los datos procedemos a calcular el orden: Ecuación de la velocidad: V =k∗[ A ]α [B ]β

V 1=1.1764∗10−3=k∗[ A1 ]α [ B1 ]β V 2=1. 7142∗10−3=k∗[ A2 ] α [ B2 ] β Dividiendo V1 y V2, obtenemos:

0.1 0.15 0.686=0.666α ∴ α =1 0.6862=

α

( )

Habiendo hecho la aproximación en el cálculo final, el orden parcial de A que se obtuvo es de 1.

GRAFICA 2: Estudio de la variación de la velocidad de reacción con respecto al reactivo B Manteniendo constante la temperatura a 25°C y la concentración del reactivo A en 0,1M (10mL) 0.02

0.02

0.02

f(x) = − 0.02 x + 0.02 R² = 0.99 0.02

0.02 0.02

0.02

1/tiempo

0.02 0.02

0.02

0.02

1/t Lin ear (1/ t)

0.02

0.02 0.02 0.02 0.02 0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

Concentracion Molar de B

Tabla 2:

0.3

0.35

Prueba

[B]

1/t

t

[A]

1

0.1

0.0196

51

0.1

2

0.15

0.0188

53

0.1

3

0.2

0.0178

56

0.1

4

0.25

0.0172

58

0.1

5

0.3

0.0166

60

0.1

De la segunda tabla, se puede apreciar que la concentración molar del reactivo B aumenta junto al tiempo de reacción, en cada prueba. De la misma forma que calculamos el orden parcial para el reactivo A, lo haremos para el reactivo B, utilizando también las pruebas 1 y 2 como referente. Por lo tanto, suprimiremos procesos e iremos directamente al cálculo de este:

V 1=1.1764∗10−3=k∗[ A1 ]α [ B1 ]β V 2=1. 1320∗10−3=k∗[ A 2]α [B2 ]β Dividiendo V1 y V2, se obtiene:

0.1 β 0.15 1.039=0.666 β ∴ β=1 1.039=

( )

Habiendo hecho la aproximación en el cálculo final, el orden parcial del reactivo B que se obtiene es de 1.

GRAFICA 3: Estudio de la variación de la velocidad de reacción con respecto a la temperatura Manteniendo constante las concentraciones de los reactivos A y B (0.1 M, por ejemplo) 0.03

f(x) = 0 x + 0.02 0.02 R² = 0.94 0.02 0.02

0.02

0.02

0.02

0.02

1/tiempo

0.02

1/t

0.01

Lin ear (1/ t)

0.01

0

0

10

20

30

40

Temperatura

50

60

70

80

Tabla 3:

Según la teoría nos refiere que: ¨ Al aumentar la temperatura, el movimiento de las

partículas es más rápido por lo cual se producen más choques. Además, las partículas tienen mayor energía cinética y por tanto los choques son más eficaces, es decir si la temperatura aumenta la velocidad de reacción aumenta¨. En conclusión, el tiempo de reacción debería disminuir conforme la temperatura va incrementándose. Entonces, observando nuestra tabla, constatamos lo mencionado anteriormente.

Prueba [A] [B] T 1/t t 1 0.1 0.1 5 0.0172 58 2 0.1 0.1 15 0.0178 56 3 0.1 0.1 25 0.0196 51 4 0.1 0.1 40 0.02 50 5 0.1 0.1 55 0.0208 48 6 0.1 0.1 70 0.0217 46 GRAFICA 4: Determinación de la energía de activación y del factor de frecuencia Sabiendo que la cruz deja de verse cuando la concentración del reactivo C es 0,06 M, determine la constante de velocidad k, para los valores de la tabla 3. Represente en una gráfica los valores de la tabla (lnk frente a 1/T(K)). De la pendiente de la recta y de la ordenada en el origen determine los valores de la energía de activación y de la frecuencia de choque para la reacción.

Logaritmo Natural de la Constante de velocidad k (lnk)

-1.9

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

-1.95 -2 -2.04 f(x) = − 339.08 x − 1.04 R² = 0.96 -2.08

-2.05 -2.1

-2.12 -2.15

-2.15 -2.2 -2.23 -2.25

-2.27

-2.3

1/Temperatura en Kelvin (1/T)

Tabla 4 Prueb [A] a

[B]

T

t

1/t

V

k

ln(k)

T(K)

1/T(K)

Ln(A)

A

1

0.1

0.1

5

58

0.017 2

0.00103

0.103

-2.273

278

0.00359712

-1.93 0.145

2

0.1

0.1

15

56

0.017 8

0.00107

0.107

-2.234

288

0.00347222

-1.9 0.149

3

0.1

0.1

25

51

0.019 6

0.00117

0.117

-2.145

298

0.0033557

-1.82 0.161

4

0.1

0.1

40

50

0.02

0.0012

0.12

-2.12

313

0.00319489

-1.81 0.162

5

0.1

0.1

55

48

0.020 8

0.00125

0.125

-2.079

328

0.00304878

-1.78 0.167

6

0.1

0.1

70

46

0.021 7

0.0013

0.13

-2.04

343

0.00291545

-1.76 0.171

Los valores de la tabla 4 fueron obtenidos de la siguiente forma: Para los valores de t y 1/t, según el simulador debíamos usar los datos de la tabla 3. Para los valores de velocidad, se hizo de forma similar a como hallamos los valores anteriormente: usando una variación de la concentración para C (el producto) que era igual a +0.06M y para cada una de las pruebas se usaban sus valores del tiempo respectivamente. Ejemplo:

Velocidad para prueba 1:

Vrxn=

+0.06 M =1.03∗10−3=0.00103 58−0

Para el valor de k, se reemplazó en la ecuación de velocidad y usamos los valores de la concentración molar de A y B que se encuentran en la tabla: 0.1M y 0.1M. Además del tipo de orden parcial ya calculados en el grafico 1 y 2. Ejemplo: k para prueba 1: 1

V =0.00103=k∗[ 0.1 ] ∗[ 0.1 ] k =0.103

1

El T(K) se refiere a la temperatura en grados kelvin. Calculamos el ln(A) con la ecuación de Arrhenius linealizada:

Para esto también calculamos la pendiente de nuestro gráfico y la Energía de activación (Ea).

PENDIENT Ea E -95205.9181 791.59 KJ/mol

R: constante de los gases ideales → 8.3144

[

J mol∗K

]

T: temperatura en kelvin Finalmente, el valor de A se refiere al factor de frecuencia. Acotar también que, los valores de la temperatura influyeron en la velocidad de reacción, es por esto que en la tabla observamos que las velocidades fueron aumentando mientras la temperatura iba ascendiendo.

WEBGRAFIA CINETICA QUIMICA: VELOCIDAD DE REACCIÓN http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centrostic/41008970/helvia/sitio/upload/cinetica2.pdf JMLC - Chena – IES Aguilar y Cano – Estepa: TEORÍA DE LA ENERGIA DE LA

CINETICA QUIMICA http://www.juntadeandalucia.es/averroes/centrostic/41008970/helvia/sitio/upload/cinetica.pdf Universidad Politécnica de Valencia: PROBLEMAS BÁSICOS DE CINÉTICA QUÍMICA: LEY DE ARRHENIUS https://riunet.upv.es/bitstream/handle/10251/6753/Articulo%20docente%20Problema %20CQ%20Arrhenius.pdf Ejercicio ecuación de velocidad: CINÉTICA QUÍMICA. Amigos de la química. https://www.youtube.com/watch?v=hNKOs6snniY GRUPO INTEGRANTES:     

ALLENDE CURO, Jacinta Manuela GUTIÉRREZ MOLINA, Carlos Missael MANYARI QUISPE, Fiorella Carolina ORDOÑEZ CHIROQUE, Flor Cricel YANCE FLORES, Kenny Álvaro