Objetivo general

Determinar velocidades de soluciones a diferentes temperaturas y con distintas concentraciones.

Objetivos específicos

1. Comprobar el efecto de las concentraciones iniciales y de la temperatura sobre la velocidad de reacción.

2. Determinar los órdenes de reacción (parcial y total), la Ley de Velocidad experimental y la Energía de activación experimental para la reacción redox estudiada.

3. Discutir sobre las diferentes razones que afectan los resultados experimentales y su efecto sobre el estudio cinético realizado.

Marco Teórico

En la cinética química es importante tener en cuenta la influencia de la temperatura y de las concentraciones, su reflejo se da en las ecuaciones o leyes cinéticas empíricas, pero hay que tener en cuenta los datos experimentales para poder hallar los órdenes y leyes de velocidades en la reacción, la velocidad de reacción es la que nos mide cuán rápido se consume un reactivo o un producto, la mayoría de las reacciones químicas aumentan por lo general cuando la temperatura aumenta y que a la vez las moléculas deben tener una energía mínima para reaccionar, esa energía se conoce como energía de activación, dentro de eso, las moléculas deben chocar para reaccionar satisfactoriamente y los choques deben ir bien orientados, pues si chocan y no están orientados ocasionaría que no habría energía por el hecho de la dirección de los choques, es importante tener en cuenta los conceptos teóricos y datos experimentales para trabajar con la cinética química.

Reacciones2 KMnO4 + 8 H2C2O4 10 CO2 + K2C2O4 + 2 MnC2O4 + 8 H2O 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 6H+ → 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O2KMnO4 + 8H2SO4 → 2MnO2 + 8SO2 + 8H2O + K2SO4

CÁLCULOS TABLA 3 PARTE 1Tubo 1Concentraciones: KMnO4= 0,063 M H2C2O4 = 0, 5 M

V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (0,5ml*0,063M)/ 2ml= 0,015 M KMnO4

V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (1,5ml*0,5M)/ 2ml= 0,375 M H2C2O4

Tubo 2 V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (0,5ml*0,063M)/ 4ml= 7.9 X 10-3 M KMnO4

V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (3ml*0,5)/ 4ml= 0,375 M H2C2O4

Velocidad reacción = 0,078 M/ 2(520 s) = 7.9 x 10-3 M/s

Tubo 3 V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (1ml*0,063M)/ 4ml= 0,015 M KMnO4

V1 * M1 = V2* M2 =

M2 = (1,5ml*0,5)/ 4ml= 0,1875 M H2C2O4

1.Vpromedio= 0.0152×318.6

=2.35×10−5

2.Vpromedio=7.9×10−3

2×328.8=1.20×10−5

3.Vpromedio= 0.0152×450.6

=1.66×10−5

V=k [KMnO4 ]x [H 2C2O 4 ] y x=( ln2.35×10−5

1.20×10−5

ln0.015

7.9×10−3 )=1.048 y=( ln2.35×10−5

1.66×10−5

ln0.375

0.1875)=0.502

Tablas de resultados

Tabla 3. Resultados parte 1: Efecto de la concentración sobre velocidad de reacción.Tubo/Exp. V H2C2O4

(mL)V KMnO4

(mL)V Agua

(mL)V total (mL)

[H2C2O4]=

|V H2C2O4×0.64

V total|

[KMnO4]=V KMnO 4×0.0633

V total

Tiempo de reacción

(s)

V Promedio (M/s)

=

[KMnO4 ]❑0

2×t1 1.5 0.5 0 2.0 0.375 0.015 318.6 2.35x10-5

2 3.0 0.5 0.5 4.0 0.375 7.9x10-3 328.8 1.20x10-5

3 1.5 1.0 1.5 4.0 0.1875 0.015 450.6 1.66x10-5

Tabla 4. Resultados Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción

Tubo/Exp. T de reacción

(°C)

V H2C2O4

(mL)V KMnO4

(mL)V Agua

(mL)V total (mL)

[KMnO4]=V KMnO 4×0.0633

V total

Tiempo de reacción

(s)

V Promedio (M/s)

=

[KMnO4 ]❑0

2×t4 18 3.0 0.5 0.5 4.0 7.9x10-3 318.6 1.24x10-5

5 20 3.0 0.5 0.5 4.0 7.9x10-3 324.9 1.22x10-5

6 30 3.0 0.5 0.5 4.0 7.9x10-3 143.4 2.75x10-5

7 40 3.0 0.5 0.5 4.0 7.9x10-3 69 5.72x10-5

Muestra de cálculos

[KMnO4 ]=|0.5mL×0.06334mL |=7.9×10−3

1.Vpromedio=7.9×10−3

2×318.6=1.24×10−5

2.Vpromedio=7.9×10−3

2×324.9=1.22×10−5

3.Vpromedio=7.9×10−3

2×143.4=2.75×10−5

4.Vpromedio=7.9×10−3

2×69=5.72×10−5

Tabla 5. Energía de activación experimental

Muestra de cálculos

1.K=273.15+18 ° C=291.15K2.K=273.15+20 ° C=293.15K3.K=273.15+30 ° C=30 3.15K4.K=273.15+4 0° C=313.15K

1.k= 1 .24×10−5

(7.9×10−3 )1.048 (0.375 )0.502=3. 24×10−3

2.k= 1.22×10−5

(7.9×10−3 )1.048 (0.375 )0.502=3.18×10−3

3.k= 2.75×10−5

(7.9×10−3 )1.048 (0.375 )0.502=7.19×10−3

4.k= 5.7 2×10−5

(7.9×10−3 )1.048 (0.375 )0.502=0.015

Tubo/Exp.

T (K) k (M1-0s-1)

1/T (K-1) ln k (ad.)

Ea Experimental (J/mol)

4 291 3.24x10-3 3.43x10-3 -5.73 387460.38986 J /mol5 293 3.18x10-3 3.41x10-3 -5.75

6 303 7.19x10-3 3.29x10-3 -4.947 313 0.015 3.19x10-3 -4.19

1.1T

= 1291.15

=3.43×10−3 2.1T

= 129 3.15

=3.41×10−33.1T

= 1303.15

=3.299×10−3 4.1T

= 13 1 3.15

=3.1 9×10−3

1. lnk=−5.732. lnk=−5. 75 3.lnk=−4.9 4 4.lnk=−4.19

Ea=( ln 0.015

ln 3.2×10−3 )( 1

291.15K− 1

31 3.15K )×

8.314 JKmol

=387 4 60.3 8 986 J /mol

Grafica 1. Energia de activación a 18°C y 560mmHg.

Categoría 1 Categoría 2 Categoría 3 Categoría 40

0.51

1.5

22.5

3

3.54

4.55

1/T CONTRA Ln K

Serie 1Serie 2

Ln K

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Las reacciones realizadas en presencia de agua tienen una velocidad menor que la primera reacción realizada sin ningún volumen de agua.

Ya que todas las reacciones fueron realizadas a temperatura ambiente la constante de velocidad es la misma para todos los experimentos al igual que la ley de velocidad.

La agitación de los tubos de ensayo acelera la reacción haciendo que la velocidad sea mayor.

La reacción entre KMnO4 + H2C2O4 es lenta y estos dos reactivos tardan tiempo en asociarse completamente.

A mayor concentración de los reactivos, mayor será la velocidad de reacción.

Cuando se hacen reaccionar dos reactivos sin ningún tipo de factor que afecte la velocidad, la reacción es lenta, en cambio cuando se usa uno como la temperatura la reacción ocurre en un tiempo menor con una velocidad mayor.

CUESTIONARIO

1. A) Un catalizador es una sustancia que altera la velocidad de una reacción química sin sufrir un cambio químico al hacerlo.

B) Un catalizador puede ser positivo en donde aumenta la velocidad y baja la energía de activación, o por el contrario un catalizador negativo que disminuye la velocidad pero aumenta la energía de activación.

C) Un mecanismo de reacción es el proceso por el que se lleva a cabo una reacción, en donde describe detalladamente el orden de ruptura, formación de enlaces y los cambios en las posiciones relativas de los átomos en el curso de la reacción.

D) La etapa determinante de la velocidad es la reacción más lenta, debido a que el paso lento limita la velocidad de la reacción global.

2. a) Óxido de hierro u óxido de vanadio y platino. b) óxido de hierro y presión. (Método de Haber). c) Necesitan catalizadores metálicos, puesto que sin su presencia el H2 no consigue reaccionar con ningún compuesto orgánico a velocidades apreciables.

3. Los siguientes datos cinéticos son para la reacción NO(g) + Br2(g) -----> 2NOBr(g) a 273.15 °C :

EXPERIMENTO [NO]0 (M) [Br2]0 (M) V (M/s)1 0,10 0,20 242 0,25 0,20 1503 0,10 0,50 604 0,35 0,50 735

a. Determine la ley de velocidad de esta reacción.V=K [NO ] [Br2 ]b. Calcule el valor de k. (número y unidades correctas)

[NO ]=0,10M0,25M

=25

[NO ]=24

Ms

150Ms

=425

explog10

425

log1025

=2

[Br2 ]=0,20M0,50M

=25

[Br2 ]=24

Ms

60Ms

=25

exp=log10

25

log1025

=1

K= V

[NO ]2[Br2]1

K= 24

[0,10 ]2[0,20]1=1 ,2 x104 M−2 s−1

c. Escriba la relación entre la velocidad de formación de NOBr y la velocidad de desaparición de Br2.

12∆ [NOBr ]

∆ t=

−∆ [Br2 ]∆ t

4) Para la reacción Se han tabulado los siguientes datos cinéticos a distintas temperaturas:

Temperatura (K) K (M-1s-1)600 0,028650 0,22700 1,3750 6,0800 23

a. Calcule A.

A= K

e−EaRT

A=0,028M−1 s−1

e

−133681,63 KJmol

8,314 KJmol

x600K

A=1 ,22 x1010

b. Calcule Ea.

Ea=

R[ ln (K1

K2)]

[ 1T2

− 1T1 ]

Ea=

8,314J

mol . K [ ln( 0,028M−1 s−1

0,22M−1 s−1 )][ 1650K

− 1600K ]

Ea=133681 ,63Jmol

CONCLUSIONES

1. Se comprobó que la velocidad de reacción es mayor,  a mayor temperatura y a a mayores concentraciones iníciales de los reactivos, puesto 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.2. Se determinó que las ordenes parciales de la reacción fueron: [C2H2O4]=0,71 y para [KMnO4]= 1,58 obteniendo un orden total de 2,08. La ley de velocidad se expresó así V=K [C2H2O4] [KMnO4] 3. Se discutió que la velocidad química depende de varios factores. Si la reacción es homogénea (presenta solo una fase) las variables que influyen en la velocidad de la reacción son la concentración de los reactivos, la temperatura y la presencia de catalizadores. Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción va disminuyendo a medida que pasa el tiempo, ya que la concentración de los reactivos va disminuyendo.

Bibliografía

Brown, T. L.; LeMay, Jr., H. E .; Bursten, B. E.;Burdge, J.R.: Química: La ciencia central. Pearson Educación, 9 Edición (2004), México DF.Capítulo 4.

TOVAR, Julia Amanda. Información acerca de las guías de trabajo de laboratorio {Correo electrónico}. Mensaje enviado a: Laura Marcela JARAMILLO.03 de agosto del 2012. {Citado el 16 de agosto del 2012}. Comunicación personal.

FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMÉRICA

FACULTAD DE CIENCIAS Y HUMANIDADES

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

QUÍMICA II EXPERIMENTAL

PRÁCTICA 4: CINÉTICA QUÍMICA: FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

GRUPO: 3

SUB-GRUPO: 3

JULIA AMANDA TOVAR BARRIOS

XIOMARA TORRES - CODIGO: ______________

DAVID SIERRA - CODIGO: ______________

LEIDY NATHALIE PERALTA - CODIGO: ______________

BOGOTA D.C. SEPTIEMBRE DE 2012