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PRÁCTICA 3: CINÉTICA DE OXIDACIÓN DE ETANOL CON CROMO (IV) Mateo Pava A00131376; Luisa Serna A00137240; Thalía Mejía A00130856 Departamento de Ciencias Químicas, Facultad de Ciencias Naturales, Universidad ICESI. Fecha de realización: 3 de septiembre del 2019 Fecha de entrega: 12 de septiembre del 2019

1. RESULTADOS Y CÁLCULOS En la práctica de laboratorio se realizó en primer lugar la estandarización del tiosulfato de sodio

Así mismo, se calcula el logaritmo natural y su inverso para poder determinar así el orden de la reacción. Ln 0.0057= -5.16 (5)

(Na2S2O3). Teniendo en cuenta la siguiente ecuación:

1/0.0057= 175,43 (6)

2HCrO4- + 6I- + 14H+  3I2 + 2Cr3+ + 8H2O (1) I2 + 2S2O3-  2I- + S4O62- (2)

Después, se hizo la titulación con la solución K2Cr2O7 en HCl con Na2S2O3, Ahora se debía realizar la titulación cada 10 minutos por 80 minutos. Sin embargo, teniendo en cuenta lo sucedido se obtuvieron los datos de la Tabla 1. Tiempo (min) Volumen Na2S2O3 (mL) 10 17,3 20 13,3 30 10,3 40 8,3 50 7,3 60 4,7 70 3,8 80 3,5 Tabla 1. Relación de tiempo y volumen de Na2S2O3 Posteriormente con los valores del volumen gastado se obtiene la concentración de HCrO4-. 0.01𝑚𝑜𝑙 1𝑚𝑜𝑙 𝐼2 ∗ 1000𝑚𝐿 2𝑚𝑜𝑙 − 2𝑚𝑜𝑙 𝐻𝐶𝑟𝑂4 1 ∗ ∗ 3𝑚𝑜𝑙 𝐼2 0.01𝐿

[𝐻𝐶𝑟𝑂4− ] = 17,3𝑚𝐿 ∗

[𝐻𝐶𝑟𝑂4− ] = 5,77𝑥10−3 𝑀 (4)

(𝟑)

Se realizan todos los cálculos mencionados anteriormente para cada uno de los volúmenes gastados de Na2S2O3 presentados en Tabla 1. Los resultados obtenidos se observan en la Tabla 2.

Tiempo (min)

[HCrO4] (M)

Ln[HCrO4)

1/[HCrO4]

10

0.0057

-5,16

175,43

20

0.0043

-5,44

232,55

30

0.0034

-5,68

291,11

40

0.0027

-5,91

370,37

50

0.0024

-6,03

416,66

60

0.0016

-6,43

625

70

0.0013

-6,64

769,23

80

0.0012

-6,72

833,33

Tabla 2. Resultados obtenidos en volúmenes gastados. Con los resultados observados en Tabla 2 se realizan tres diferentes graficas con respecto al tiempo variando así el eje Y.

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Gráfica Orden Cero - [HCrO4] vs t 0.006 [HCrO4] (M)

0.005

y = -6E-05x + 0.0056 R² = 0.9303

0.004

Con las gráficas presentadas anteriormente, se observan los R2 de cada una, con ello, se determina que la reacción es de Orden 1 con un R2 0.9873. Ahora bien, la ecuación de la ley de velocidad queda de la siguiente manera. 𝑣 = 𝑘[𝐻𝐶𝑟𝑂4− ]1 (7)

0.003 0.002 0.001 0 0

50

100

Tiempo

Con respecto a la constante 𝑘 se utiliza la pendiente de la Gráfica 2. Posteriormente se calcula la ley de la velocidad. 𝑣 = (0.023)𝑥(0.01) (8) 𝑣 = 2,3𝑥10−4

Gráfica 1. Gráfica orden O - c vs Tiempo.

Gráfica Orden 1- Ln[HCrO4] vs t 0 0

20

40

60

80

100

Para calcular la velocidad total de la reacción es necesario calcular la concentración de Etanol, teniendo en cuenta la densidad del Etanol es de 0.790 g/cm3.

Ln[HCrO4]

-2

[𝐸𝑡𝑂𝐻] =

y = -0.023x - 4.9679 R² = 0.9873

-4

0.790𝑔 ∗ 𝑐𝑚3

2 𝑐𝑚3 ∗

1𝑚𝑜𝑙 𝐸𝑡𝑂𝐻 46.07𝑔 𝐸𝑡𝑂𝐻

∗

1 0.202𝐿

(9)

[𝐸𝑡𝑂𝐻] = 0.17 𝑀

-6

Finalmente, se calcula la constante de velocidad de la reacción con la siguiente formula:

-8

Tiempo

𝑣 = 𝑘 [H𝐶𝑟𝑂4− ] 𝑋 [𝐻+]𝑌 [𝐸𝑡𝑂𝐻] 𝑧 (10)

Gráfica 2. Gráfica orden 1 - Ln[HCrO4-] vs

Se debe despejar 𝑘, puesto que, se necesita la

Tiempo.

constante de lo cual se obtiene: 𝑣

𝑘 = [H𝐶𝑟𝑂−]𝑋[𝐻+]𝑌 [𝐸𝑡𝑂𝐻]𝑧 (11)

Gráfica Orden 2 - 1/[HCrO4] vs t

4

1000

2.3𝑥10−4

800

1/[HCrO4]

𝑘 = [0.01]1 [3.6]1 [0.17]1 (12)

y = 9.9246x + 17.603 R² = 0.9549

𝑘 = 0.037

600 400 200

2. ANÁLISIS

0 0

20

40

60

80

Tiempo

Gráfica 3. Gráfica orden 2 - 1/[ HCrO4-] vs Tiempo.

100

Para empezar, hay que tener en cuenta que reacción es el proceso químico por el cual los reactivos constituyentes de un determinado sistema reactivo se transforman, en una proporción fija y definida, en un sistema de

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productos relacionados estequiométricamente.1 En esta reaccion es posible despreciar las concentraciones de etanol y de acido a la hora de hacer los calculos ya que son concentraciones altas, siendo etanol absoluto y acido clorihidrico 3,6 M, y se pueden tomar como constantes a lo largo del tiempo. Los ordenes de reaccion y las velocidades de reaccion son utilizados en la industria para aumentar la produccion de un producto como para mejorar el rendimiento de reacciones especificas con reactivos de interes. Con respecto a los cálculos se puede mencionar que, al revisar la correlación lineal, el de la gráfica que más esté cercano a 1, indicará el orden que es. En este caso la reacción fue de primer orden, que es aquella en la que la velocidad de reacción depende únicamente de un reactivo.2 Como se dijo anteriormente, pues lo que confirma que la reacción es de primer orden es la R2 , que es igual a 0, 9873, siendo el valor más alto entre las tres gráficas. Si observamos la gráfica 2, se puede analizar que el logaritmo de la concentración de [HCrO4-] disminuye linealmente con el tiempo. Este comportamiento es acertado para la practica ya que al pasar el tiempo, el acido cromico va disminuyendo al ser un reactivo. Para emplear los calculos de la practica, se llevo a cabo el metodo de aislamiento de Ostwald, el cual consiste y es aplicable para reacciones en las cuales un reactivo se mantiene constante mientras los demas van cambiando. Para la practica se logro esto haciendo que las concentraciones de etanol y de acido clorihidrico fueran altas, al punto de ser constantes y asi quedar en terminos de concentracion de [HCrO4].5 Para evaluar la diferencia de concentración de este reactivo en función del tiempo se utilizó yodo y almidón para lograr un cambio de color como indicador físico, siendo amarillo para yodo molecular y azul en presencia de yoduro. El cambio en la propiedad física se debe al titulante

el cual fue tiosulfato de sodio, con el cual se determina la concentración del reactivo a través del tiempo transcurrido. En base a estos datos es que se procede a generar las gráficas reportadas para así confirmar que la reacción es de orden 1. Por otro lado, hay diversos factores que modifica la velocidad en la que ocurre una reacción. Según la teoría cintico-molecular, al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad y la energía cinética de las moléculas. En consecuencia, cuando la temperatura aumenta, incrementa la frecuencia de los choques ente moléculas y aumenta el número de moléculas con energía suficiente para dar ligar a colisiones eficaces. En conclusión, el incremento en la temperatura aumenta la velocidad de las reacciones químicas. También la concentración juega un papel importante, pues la velocidad de una reacción, a escala microscópica es proporcional al número de colisiones eficaces que tienen lugar, a más colisiones eficaces, más velocidad de reacción. Por lo tanto, el aumento de la concentración de los reactivos incrementa la velocidad de reacción. Otros factores son la superficie de contacto y los catalizadores ademas de posibles errores como la incorrecta purificacion de reactivos y solventes o la posible existencia de reacciones secundarias.3

3. REFERENCIAS

1. s.n. (2011). Cinética Formal- Cinética Sencilla. septiembre 10,2019, de Universitat Jaume I Sitio web: http://www3.uji.es/~rajadell/index_files/ IA14/tema11.pdf 2. Castillo,S. (s.f). Cinética Química. septiembre 9, 2019, de UNAM- Facultad de Química Sitio web:

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http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archiv ero/CQ1_348.pdf 3. s.n. (s.f). Factores que modifican la velocidad de reacción. septiembre 9, 2019, de Física y química Sitio web: https://antoniofisicayquimica.jimdo.com/ 4%C2%BA-eso/energ%C3%ADa-yvelocidad-dereacci%C3%B3n/modificaci%C3%B3nvelocidad-de-reacci%C3%B3n/ 4. Mojica, C. (2010). Cinética de oxidación de etanol con cromo (VI). septiembre 11, 2019, de Univesidad Icesi 5. Gómez, Clara. Cinética. [En línea]. [Consultado el 11 de septiembre de 2019]. Disponible en:http://ocw.uv.es/ciencias/11/teo_cinetica_nuevo.pdf