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• Silvia Ollachica Choque

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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADEMICO DE QUIMICA

CURSO: QUIMICA GENERAL-LABORATORIO INFORME DE LA PRÁCTICA № 8 TITULO: CINÉTICA QUIMICA INTEGRANTES: HORARIO DE PRÁCTICA: viernes, 2:00-4:00 p.m. PROFESOR DE LABORATORIO: Guillén, Roxana FECHA DE LA PRÁCTICA REALIZADA: viernes 25 de octubre del 2019 FECHA DE ENTREGA: viernes, 1 de noviembre del 2019 1.-INTRODUCCIÓN La cinética de las reacciones químicas es la parte de la química que se encarga del estudio de la rapidez con la que tienen lugar las reacciones (i), uno de los temas más importantes en cualquier proceso químico. El conocimiento de las velocidades de reacción es importante no sólo por sí mismo, sino también para la industria química,

para comprender procesos bioquímicos importantes para la vida y en otros campos de aplicación. Por lo tanto, debemos definir qué es eso de la rapidez con que transcurre una reacción y aprender a medirla, así como descubrir qué relaciones existen entre la rapidez de las reacciones y el equilibrio químico. Pero, sobre todo, debemos saber cómo tienen lugar las reacciones y cuáles son los procesos microscópicos que corresponden a los cambios en las especies químicas. Dado que la mayoría de las reacciones se producen a través de colisiones moleculares de algún tipo, es importante también estudiar la naturaleza de estas colisiones y la cinética química participa en dicho estudio. La cinética es el estudio de las velocidades de reacción y cómo se ven afectadas. Muchos factores, tales como la concentración, presión, temperatura y actividad enzimática pueden tener un impacto sobre la velocidad de reacción. Por ejemplo, la energía cinética de una molécula es directamente proporcional a su temperatura, por lo tanto, aumentar la temperatura dará como resultado un aumento en la velocidad de reacción.

1.1 JUSTIFICACIÓN Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en Matemáticas, en lo referente a gráficas lineales, potenciales, etc. Aseries de valores reales obtenidos experimentalmente por ellos mismos. De igual forma se pretende que el alumno sea capaz de linealizar las curvas obtenidas y determinar la ecuación empírica que represente dicho fenómeno real empleado para tal fin.

1.2 OBJETIVOS El objetivo principal que se pretende logar en este experimento es que el alumno determine la ecuación empírica que relaciona la velocidad de reacción entre el KIO3 y el Na2SO3 en medio ácido variando la concentración de KIO3. Para ello se introducirá al alumno en el manejo e interpretación de gráficas asi como en la linearización de los resultados a fin de obtener la ecuación empírica, determinando para ello los valores de la pendiente y de la ordenada al origen de dicha recta empleando para este fin distintos métodos incluido el método de los mínimos cuadrados.

2.-REVISIÓN DE LITERATURA

2.1 Velocidad de reacción. - Tal y como es mencionado en la Guía de Laboratorio, de acuerdo a la teoría de colisiones de las velocidades de reacción, para que se genere una reacción entre átomos, iones o moléculas, es necesario que estas especies

químicas experimenten, en primer lugar, colisiones. Al presentarse una mayor concentración de reactantes, se producen más colisiones por unidad de tiempo. Las otras dos condiciones necesarias para que se produzca la reacción son que exista la energía suficiente para permitir el reordenamiento de los electrones de valencia y que en el choque debe haber la orientación adecuada para que los enlaces que se tienen que romper y formar estén a una distancia y posición viable. (Véase Figura 10.1 y 10.2) La energía cinética promedio de un conjunto de moléculas es proporcional a la temperatura absoluta; esto es, a temperaturas más altas, existe una mayor cantidad de moléculas que disponen de la energía suficiente para reaccionar, llamada energía de activación. Según la teoría del estado de transición, la cual vincula la cinética y termodinámica de una reacción, para reaccionar, las moléculas necesitan distorsionarse formando un complejo activado. La energía de activación es la energía que deben absorber los reactivos para alcanzar el estado activado (Universidad de Alcalá, 1993) Esto quiere decir que, durante una reacción en la cual se rompen y forman enlaces, se requiere de una determinada energía, la cual es de tipo potencial. Todas las reacciones van acompañadas por un cambio de energía potencial.

2.2 Factores que afectan la velocidad de la reacción:

a) Naturaleza de los reactantes. - Se refiere al estado de agregación en que se encuentran las sustancias que reaccionan, el nivel de subdivisión de los reactantes sólidos o líquidos, la naturaleza química, el tipo de elemento o compuesto y el medio donde ocurre la reacción. Todas las anteriores características afectarán la velocidad en que ocurrirá la reacción. Por ejemplo, en una reacción en fase homogénea (fase líquida o gaseosa) el área de contacto es mayor y en consecuencia su rapidez también. Mientras que en un sistema heterogéneo donde interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y, por tanto, su rapidez también (Díaz, 2014).

b) Concentración de los reactantes. - La concentración de los reactivos presentes en una reacción tiene una relación directa con el número de interacciones por atracción de cargas opuestas o colisiones, pues, como se mencionó anteriormente, de acuerdo a la teoría de colisiones, la velocidad de una reacción disminuye a medida que la concentración de los reactivos disminuye. (Palma, Caro, Villegas, Montalvo y Suárez, 2019)

c) Temperatura. - La velocidad de reacción es muy sensible a los cambios de temperatura. Se ha observado que, en muchas reacciones químicas, un aumento de 10 ºC de temperatura ambiente duplica la velocidad de reacción. De acuerdo con la ecuación de Arrhenius, al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de reacción, pero no cambia la ley de velocidad (salvo alguna excepción, a temperaturas elevadas); sólo cambia la constante de velocidad. (Verdú, 2019, p. 264) Dicho incremento en la velocidad de reacción al aumentar la temperatura se fundamenta en la teoría de colisiones, pues al aumentar la temperatura, se incrementa la energía cinética media de los reactantes y, con ello, el número de colisiones.

d) Presencia de un catalizador. - Los catalizadores son sustancias que se adicionan a los sistemas en reacción para cambiar su velocidad de reacción y en la mayoría de los casos, la aceleran, disminuyendo la energía de activación; sin embargo, también pueden retardarla. En este caso, se les conoce como inhibidores o retardantes. (Véase Figura 10.3) Estas sustancias no alteran los valores de la entalpía, entropía o la energía libre de Gibbs de los reactantes. Además, si bien participan en la reacción, no contaminan el producto, no son parte de la ecuación balanceada ni modifican el valor de la constante de equilibrio. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinto estado de agregación, como por ejemplo, la malla de platino en las reacciones de hidrogenación. Los catalizadores en los sistemas vivos se llaman enzimas, las cuales pertenecen a la familia de las proteínas, en su mayoría.

e) Presión. - El efecto de la presión sobre la velocidad de reacción está en función del cambio de volumen para pasar del estado inicial al estado del complejo activado. Esta relación indica que la velocidad de reacción se incrementa con la presión si el cambio de volumen es negativo y la velocidad de reacción disminuye si la presión disminuye, si el cambio de volumen es positivo. (Palma, Caro, Villegas, Montalvo y Suárez, 2019)

f) pH. - El efecto del pH es similar al de la temperatura sobre la velocidad de la reacción. En el caso de las enzimas, los valores extremos de pH pueden llegar a inactivarlas por desnaturalización. La actividad de un enzima se ve afectada por el pH al cual se lleva a cabo la reacción. La curva actividad-pH puede ser diferente para cada tipo de enzima. En el caso más

general la curva tiene forma de campana. El valor de pH al cual la actividad es máxima se denomina pH óptimo; dicho pH no tiene por qué coincidir con el pH intracelular. La relación entre el pH y la actividad depende del comportamiento ácido-base del enzima y del propio sustrato. (Tena y Jorrín, 2008, p. 2)

2.3 Ley de rapidez Expresa la relación de la rapidez de una reacción con la constante de rapidez y la concentración de los reactantes, elevados a algún exponente. Para la reacción hipotética: a A(g) + b B(g) → c C(g) + d D(g) La ley de rapidez tiene la forma: Rapidez = velocidad de reacción = k[A]x[B]y Donde x e y son números que se determinan experimentalmente. Observar que, en general, x e y no son iguales a los coeficientes estequiométricos a y b. Los exponentes x e y especifican las relaciones entre las concentraciones de los reactivos A y B y la rapidez de la reacción. Representan el orden de reacción de A y B, y al sumarlos obtenemos el orden de reacción global.

3.-MATERIALES Y MÉTODOS

3.1-MATERIALES:   

Bagueta Baño de hielo Cronómetro o reloj con aproximación de segundos

 

      

Pipeta graduada de 5ml Pipeta graduada de 25 ml Termómetro de alcohol de escala centígrada Tubos de ensayos en gradilla Vaso precipitado (beaker) de 150 ml Vaso precipitado (beaker) de 50 ml Reactivos

Equipo de baño amarilla Piceta

3.2- MÉTODOS 3.2.1-Actividad 1. Preparación de reactivos 

Preparar 50ml de KIO3 0.1 M, seguir las indicaciones del profesor.

 

Preparar 50ml de Na2SO3 0.1 M, agregar una gota de ácido sulfúrico concentrado. Preparar 100ml de almidón al 10%(P/V).

3.2.2-Actvidad 2. Determinar el tiempo de reacción de las disoluciones de yodato de potasio, KIO3(ac), a temperatura ambiente (TA) La reacción generad en la medición del tiempo de reacción es: KIO3(ac) + Na2SO3(ac) + H2SO4(ac)

I2(ac) + Na2SO4(ac) + k2SO4(ac) + H2O(L)

El ión yodato(IO3)1- al reaccionar con el ión sulfito (SO3)2-en medio ácido produce yodo molecular (I2). El tiempo de reacción se cuantifica desde el instante en que entran en contacto los reactivos hasta la formación del yodo (I2), identificando su presencia por el cambio de color del contenido del beaker de incoloro azul: I2(ac) + Almidón

Complejo Yodo- almidón (color azul oscuro)

3.2.3- Actividad 3. Determinar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción    



Utilizar cuatro tubos de ensayo grandes y limpios, numerados del 1 al 4. A los tubos 1 y 2 agregar 5ml de KIO3 0.1 M y 2ml de almidón, con el mismo procedimiento agregar a los tubos 3y 4.5 ml de Na2SO3 0.1 M. Colocarlos los cuatro tubos en el baño maría a la temperatura indicada por el profesor. Cuando los tubos 1y 3 alcanzaron la temperatura indicada, tomar 70ml de agua del baño maría en el vaso precipitado de 150ml, introducir los tubos (1y 3) al nuevo sistema de calentamiento y en su mesa de trabajo verificada la temperatura en los tubos (anotar dicho valor en la tabla 2), agregar el contenido del tubo 3al tubo 1(sin retirar del baso). El tiempo de reacción se cuantifica desde el instante en que entran en contacto los reactivos hasta la formación del yodo (I2), identificando su presencia por el cambio de color del contenido del beaker de incoloro a azul (anotar el tiempo de reacción en la tabla 2). Cuando los tubos 2 y 4 alcanzaron la temperatura indicada, tomar 70ml de agua del baño maría ene l vaso de precipitado de 150ml, introducir los tubos 82 y 4) al nuevo sistema de calentamiento y en su mesa de trabajo verificada la temperatura en los tubos (anotar dicho valor en la taba 2), agregar el contenido del tubo 4 al tubo 2(sin retirar del baso). El tiempo de reacción se cuantifica desde el instante en que entran en contacto los reactivos hasta la formación del yodo (I2), identificando su presencia por el cambio de color del contenido de Beaker de incoloro azul (anotar el tiempo de reacción en la tabla 2).

RESULTADOS

1.Tiempo de reacción de KIO3 a temperatura ambiente.

TUBO 1 2 3 4 5

[KIO3]mol/L 0,002 0,004 0,008 0,012 0,020

VKIO3(ml) 2 2 2 2 2

VALM +VNa2SO3 1 1 1 1 1

T(s) 18,24seg 17,33seg 8,32seg 6,16seg 2,82seg

. Se concluyó que dependiendo de la concentración el tiempo que demora a cambiar de color varia a mayor concentración el tiempo de reacción es menor en cambiar de color. 2.Efecto de la T° Sobre la velocidad de Reacción.

TUBO

[KIO3]

1 2 3 4 5 6

0,002 0,002 0,002 0,002 0,002 0,002

VKIO3(ml) 4 4 4 4 4 4

Valm + Na2SO3 (ml) 2 2 2 2 2 2

T °C

t(s)

10 15 20 25 30 35

--------------51 48 34 31

. A menor temperatura la Reacción Química en una concentración constante demora en tornar una coloración azul.

DISCUSIONES . Con respecto sobre la reacción del yodato de potasio con el cual se usó a temperatura ambiente que se pudo observar de la dependencia de la concentración, si la concentración es mayor el tiempo de la reacción es menor. . Con respecto sobre la reacción del yodato de potasio con el cual la concentración es constante, se pudo observar la velocidad de la reacción que a menor temperatura el tiempo que demora es mayor.

CONCLUSIONES . En una reacción con diferentes concentraciones se obtuvo diferentes varios intervalos de tiempo.

. Un aumento de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio en dirección contraria a la formación de esa sustancia. . Una disminución de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio hacia la formación de esa sustancia. . En una reacción de concentración constante a temperaturas distintas se da diferentes tonalidades del color azul con el cual se da en la reacción. . En la concentración constante a una menor temperatura la velocidad de la reacción es mínima. . En la concentración constante a una mayor temperatura la velocidad de la reacción es máxima.

Recomendaciones 

   

Antes de empezar con las actividades enumeradas que está presente en el manual del libro de química de laboratorio tener en cuenta puesto los implementos de seguridad como: guantes, bata y gafas para que ninguna sustancia este en contacto fuertemente a la vista o cualquier parte de nuestro cuerpo. Tapar cada sustancia utilizada con su respectivo frasco sin combinar con otra sustancia pura. Realizar en orden y anotar cada sustancia que utilizamos para no cometer una equivocación. Transportar los productos en bandejas o recipientes para evitar derrames en caso de roturas. Tener una buena limpieza dentro del laboratorio para no contaminar los materiales que usamos como: los beaker, la mesa del laboratorio, termómetro, tubos de ensayo, etc.

CUESTIONARIO: 1. ¿Cuál es el propósito de la práctica 8? Tomar el tiempo que demoran en reaccionar, y medir los factores que permiten que ocurra un cambio en la velocidad de la reacción.

2. ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio? Siguiendo correctamente las instrucciones de la guía, bajo la supervisión de la profesora además del uso de los guantes, lentes y la bata para evitar accidentes. 3. ¿Cuál es el efecto de la concentración y la temperatura sobre la velocidad de reacción? a una mayor concentración la velocidad de la reacción es mucho más rápida, mientras menor sea la temperatura la velocidad de la reacción disminuye. 4. Representar en un gráfico la concentración molar del KIO 3 frente al tiempo de reacción (segundos). Comentar el efecto de la concentración de yodato de potasio sobre el tiempo de reacción.

tiempo Rx 20 18 16 14 12 10 8 6 4 2 0

0

0.005

0.01

0.015

0.02

0.025

Podemos observar una relación inversamente proporcional, pues a medida que la concentración molar disminuye, el tiempo de la reacción aumenta.

5. Considerando una reacción de primer orden, representar en un gráfico el ln[KIO3] frente al tiempo de reacción (segundos). Determinar el valor de la constante de rapidez.

25 18.24

20

17.33

Tiempo(s)

15 8.32

10 6.16 5

2.82

0

-7

-6

-5

-4

-3

-2

-1

0

ln[KIO3]

At −Kt = Ln[ ] Ao

-18.24Xk= 𝐋𝐧[𝟏. 𝟑/ 𝟐] -0.4307/18.24=-K K=0.02361 6. Representar mediante un gráfico la temperatura (°C) frente al tiempo de reacción (segundos). Comentar el efecto de la temperatura sobre el tiempo de reacción.

tiempo de Rx 60 50 40 30 20 10 0 20

25

30

35

Como se puede apreciar en el grafico la relación entre temperatura y el tiempo que demora al reaccionar es inversamente proporcional.

7. ¿La velocidad de una reacción química está determinada por su energía de activación? Justificar su respuesta considerando la teoría cinética y las reacciones químicas. Las moléculas de los reactivos deben chocar entre sí para que pueda ocurrir una reacción esta debe alcanzar o superar la energía de activación (la cual es necesaria para que se inicie la reacción) ya que si no es superada solo resultaría en una mezcla. La temperatura es un factor que influye en la reacción, ya que se conoce que pueden reaccionar a temperatura ambiente mientras que otros necesitan ganar calor para que pueda ocurrir la reacción de esa manera se conoce si la energía de activación es alta la velocidad de la reacción será más lenta. 8. La reacción de X e Y para formar Z es exotérmica. Por cada mol de Z producida, se generan 10Kcal de calor. La energía de activación es 2 Kcal. Trace las relaciones de energía en un diagrama de avance de reacción.

9. El plutonio-240, producido en los reactores nucleares, tiene una vida media de 6580 años. Determinar:  El valor de la constante de rapidez de primer orden para la desintegración de Pu-240 Tvida media=ln2/K 6580=0,693/k K=0,0001053/años

 Qué cantidad de muestra queda después de 100 años. Queda = Concentración final – Concentración inicial

Ln[Concentración final] = Ln[Concentración inicial]- K.t 0,00010534 x100 años = Ln[100%] – Ln[Cf] años Ln[Cf] = 0,0105 Cf = 101,0555% Queda = 101.0555% − 100% = 1.0555%

10. ¿Cómo cambiaría la velocidad de la reacción 4NO2+O2=2N2O5, si el volumen del reciente donde se desarrolla la reacción disminuye a la mitad? Para desarrollar este problema obviamos que está en equilibrio. Según la fórmula: V=K[NO2]4[O2] V=K[nNO2/V]4[nO2/V] Entonces se formula la pregunta en cómo variaría la velocidad si el volumen del recipiente se reduce a la mitad. V=K[nNO2/V/2]4[nO2/V/2] V=K[nNO2/V]4[nO2/V]/32 32V=K[nNO2/V]4[nO2/V] La respuesta sería que variaría de forma que su velocidad sería 32 veces la velocidad inicial.