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• Monse Blanquel

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA NACIONAL DE CIENCIAS BIOLÓGICAS. QUÍMICA FARMACÉUTICA INDUSTRIAL DEPARTAMENTO DE BIOFÍSICA FISICOQUÍMICA FARMACEUTICA

CINETICA DE LAS REACCIONES QUIMICAS: DETERMINACION DE LA INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA VELOCIDAD DE REACCION.

OBJETIVOS 

Estudiar el comportamiento de la reacción a diferentes temperaturas con concentración constante.



Graficar los resultados obtenidos en la práctica y compararlos.

INTRODUCCIÓN Un aumento de temperatura aumenta la velocidad de la reacción, con independencia de que ésta sea exotérmica o endotérmica. La explicación está en el hecho de que, al aumentar la temperatura, aumenta el número de moléculas con una energía igual o mayor que la energía de activación, con lo que aumenta el número de choques efectivos. La velocidad de la reacción se duplica por cada 10ºC de aumento de temperatura. De acuerdo con la Teoría de Colisiones, una reacción bimolecular ocurre cuando dos moléculas de reactivos adecuadamente orientadas colisionan con suficiente energía. Por lo tanto, para que una reacción tenga lugar, las moléculas, átomos o iones, deben COLISIONAR Consideremos la reacción: A + BC → AB + C

Para que una colisión dé lugar a reacción debe tener una cierta energía mínima: Si la Energía de la colisión < Ea, las moléculas de reactivos no pueden sobrepasar la barrera y simplemente rebotan, Si la Energía de la colisión ≥ Ea, los reactivos serán capaces de superar la barrea y convertirse en productos. Muy pocas colisiones son productivas porque muy pocas ocurren con la suficiente energía. Además es necesario que la colisión se produzca con una cierta orientación relativa entre las moléculas de reactivos.

La Temperatura afecta a la velocidad de la reacción ya que a mayor temperatura implica una mayor energía cinética de las moléculas, por lo que aumentará la probabilidad de que las colisiones sean productivas. Svante Arrhenius observó que la mayoría de reacciones mostraba un mismo tipo de dependencia con la temperatura Esta observación condujo a la Ecuación de Arrhenius: k = Ae-Ea/RT A y Ea: parámetros de Arrhenius de la reacción. A= el factor de frecuencia o factor pre-exponencial (mismas unidades que k), es la frecuencia con la que se producen las colisiones (con orientación adecuada) en la mezcla reactiva por unidad de volumen. Ea= energía de activación (kJ mol-1), y es la energía cinética mínima de la colisión necesaria para que la reacción ocurra. El término exponencial e-Ea/RT es la fracción de colisiones con suficiente energía para reaccionar. Esta fracción aumenta cuando T aumenta, debido al signo negativo que aparece en el exponente. T = temperatura en Kelvin R = constante de los gases ideales (8.314 J mol-1 K-1) k = constante de velocidad Forma logarítmica de la ecuación de Arrhenius:

Una Energía de Activación alta corresponde a una velocidad de reacción muy sensible a la temperatura (la representación de Arrhenius tiene una pendiente grande) y al revés, una Energía de Activación pequeña corresponde a una velocidad de reacción relativamente insensible a cambios de temperatura.

DESARROLLO

Seguir las instrucciones 1,2 y 3.

Poner a baño el matraz y calentar a la temperatura deseada.

Seguir instrucciones 4-9 cuidando que la temperatura sea constante.

Repetir a 35,49,45 y 50o C.

Diagrama 1Medicion de Vt.

MATERIAL        

Equipo de cinética. 1 termómetro. Vaso de precipitados de 500 mL. 1 pinzas Mohr Vaso de precipitados de 100 mL. 1 pipeta volumétrica de 1 mL. 1 parrilla. 1 vasos de precipitado de 50 mL.

REACTIVOS

 Peróxido de hidrogeno al 5%.  Yoduro de potasio (0.1,0.2,0.3,0.4 y 0.5 M RESULTADOS TIEMPO 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17

Vt 4.1 7.3 9.4 11.5 13 14 15.5 16.3 16.9 17.7 18.2 18.9 19 19.3 19.5 19.8 19.9 19.9

Vf-Vt 15.8 12.6 10.5 8.4 6.9 5.9 4.4 3.6 3 2.2 1.7 1 0.9 0.6 0.4 0.1 0 0

Vf-Vo/Vf-Vt 1 1.25 1.50 1.80 2.28 2.67 3.59 4.38 5.26 7.18 9.29 15.8 17.55 26.33 39.5 158 -

Ln Vf-Vo/Vf-Vt 0.2231 0.4054 0.5877 0.8241 0.9820 1.2781 1.4770 1.6601 1.9712 2.2289 2.76 2.8650 3.2707 3.6763 5.0625 -

Tabla 1 T=30OC

TIEMPO 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Vt 10.8 11.2 11.8 12.5 13.4 14.5 16.5 19.5 22.8 23 23.4 24.1 24.1

Vf-Vt 13.3 12.9 12.3 11.6 10.7 9.6 7.6 4.6 1.3 1.1 0.7 0 0 Tabla 2 T=35OC

Vf-Vo/Vf-Vt 1 1.0310 1.1271 1.1465 1.2429 1.3854 1.75 2.8913 10.2307 12.0909 19 -

Ln Vf-Vo/Vf-Vt 0.0305 0.1196 0.1367 0.2174 0.3259 0.5596 1.0617 2.3235 2.4924 2.9444 -

TIEMPO

Vt

Vf-Vt

Vf-Vo/Vf-Vt

Ln Vf-Vo/Vf-Vt

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

10.7 15.1 18.3 20.2 21.7 22.7 23.5 23.8 24.1 24.4 24.6 24.6 24.6

13.9 9.5 6.3 4.4 2.9 1.9 1.1 0.8 0.5 0.2 0 0 0 Tabla 3 T=40O C

1 1.4631 2.2063 3.1590 4.7931 7.3157 12.6363 17.375 27.8 69.5 -

0 0.3805 0.7913 1.1502 1.5671 1.99 2.5365 2.8550 3.3250 4.2413 -

TIEMPO 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Vt 18.8 22.3 25.7 27.3 28.3 28.7 29.1 29.2 29.2 29.2

Vf-Vt 10.4 6.9 3.5 1.9 0.9 0.5 0.1 0 0 0 Tabla 4 T=45O C

Vf-Vo/Vf-Vt 1 1.50 2.9714 5.4736 11.5556 20.8 104 -

Ln Vf-Vo/Vf-Vt 0.4102 1.0890 1.6999 2.4471 3.0349 4.6443 -

TIEMPO 0 1 2 3 4 5 6 7 8

Vt 17.1 24.7 28.0 29.1 29.5 29.7 29.8 29.8 29.8

Vf-Vt 12.7 5.1 1.8 0.7 0.3 0.1 0 0 0 Tabla 5 T=50O C

Vf-Vo/Vf-Vt 1 2.4901 7.0556 18.1428 42.3333 127 -

Ln Vf-Vo/Vf-t 0.9123 1.9538 2.8982 3.7455 4.8441 -

180 160 140

Vf-Vo/Vf-Vt

120

100 80 60 40 20 0 0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

Tiempo

Gráfica 1: Tiempo vs. Velocidad

ANÁLISIS DE RESULTADOS Se demuestra que la velocidad de las reacciones químicas a u m e n t a conforme se eleva la temperatura, una explicación para e s t e e f e c t o e s l a q u e proporciona el modelo de colisión de la cinética química, cuya idea central es que las moléculas deben chocar para que reaccionen, al aumentar la temperatura dichos choques son favorecidos, aumentando así la velocidad con la que se producen. DISCUSIÓN El equipo de cinética es bastante inestable, respecto a las mediciones, se presentaron diversos factores que pueden afectar la medida exacta y es la presencia de fugas en el sistema, la mala calibración en el tubo nivelador, la descomposición rápida del peróxido de hidrogeno con la luz, el error de la vista al no tomar la medida correcta, ya que la práctica se dividió entre el número total de equipos las variaciones pudieron ser con mayor rango de error ya que las lecturas no fueron tomadas por la misma persona y la precisión de los tiempos con la que se tomaron dichas medidas, es por eso que para realizar esta práctica se aconseja tener dispositivos más certeros

o incluso más innovados tecnológicamente para tener una mejor experiencia al realizar la práctica o incluso cambiar el tipo de muestra con la que se va a trabajar, que no descomponga rápidamente. CONCLUSIONES  

La velocidad de la reacción aumenta al ir incrementando la temperatura. La temperatura hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.

BIBLIOGRAFIAS o Horta, A; Esteban, S; Navarro, R; Coruago, P; Barthelemy, C. Técnicas Experimentales en Química. 3ª ed. Experiencia 15. Ed. Universidad Nacional de Educación a Distancia, 1991. o Guilleme, J; Casanueva, J; Díez, E; Herrasti, P; Juan, J; López, R; Ocón, P; Poyato, J.M.L; San Fabián, J; Sánchez, A; de la Vega, J.M.G; Zuluaga J. Experimentación en Química Física. Capítulo Cinética Química. Ed. Universidad Autónoma de Madrid, 2003. o Arencibia, A; Arsuaga, J.M; Coto, B; Suárez, I. Laboratorio de Química Física. Práctica 3. Ed. Universidad Rey Juan Carlos, 2005.