Informe Practica 1 Fisico

EVALUACIÓN DE LA CINÉTICA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA (OXIDACIÓN

DE UNA SOLUCIÓN NEUTRA DE YODURO POR PERSULFATO)

Alvarez Asdrubal C.I:21155239; Alida Atacho C.I:20798545; Alejandro Camacho C.I:19817601, Juárez Wileyma C.I:20553416, Área Tecnología, Departamento De

Química, Lab De Fisicoquímica Programa De Ing. Química, Sección 53, Grupo A, Equipo 1, Fecha 6 de febrero de

2013RESUMEN:

En los experimentos cinéticos se obtiene información sobre las

concentraciones de las especies reaccionantes en función del tiempo, así como

también información acerca de la ecuación cinética que gobierna la reacción

siendo ésta una ecuación diferencial que da las velocidades de variación de las

concentraciones de las especies que reaccionan. En esta practica se presentan

varios factores que influyen en la cinética de una reacción química (concentración,

temperatura), por su parte se obtuvo que a medida que la temperatura aumenta es

mayor la energía cinética de las partículas, es decir, teóricamente los choques

ocurren con mayor frecuencia y las moléculas adquieren más rápidamente la

energía de activación. Esta energía es la mínima requerida para romper los

enlaces y que se inicie la reacción. Por lo tanto, al aumentar la temperatura en el

sistema estudiado, la velocidad de la reacción aumentó. También se evidenció que

al aumentar las concentraciones también se manifiesta un aumento en la

velocidad de la reacción; teóricamente esto se debe al aumento en el número de

colisiones y por ende la posibilidad de que existen choques entre moléculas es

mayor.

INTRODUCCIÓN.

Toda reacción química posee una velocidad de reacción, sea lenta o rápida.

Esta se define como la cantidad de sustancia que reacciona por unidad de tiempo,

y son estudiadas por la cinética de la reacción y con ella todos sus mecanismos,

pues proporciona información de los mecanismos de transformación de reactivos

en productos.

En la práctica a realizada se presto mayor atención al estudio de la

evaluación de la cinética de una reacción química (oxidación de una solución

neutra de yoduro por persulfato), para así observar la influencia de la

concentración y la temperatura en la velocidad de reacción, determinar la energía

de activación, el orden de la reacción, y así la constante cinética; por otra parte al

hacer el estudio cuantitativo del orden de reacción por el método de las

velocidades iníciales se busca analizar la variación de las concentraciones de los

reactivos en función del tiempo, para determinar los órdenes parciales y el orden

global de la reacción.

Tomar y registrar la temperatura ambiente.

Experimento #1. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción.

Determinación de la constante cinética y orden de reacción.

PARTE A:

5

6

1

2

Tomar 3 muestras más de la mezcla original a intervalos de 5 minutos y repetir pasos 5 y 6.

Reacción de KI (0.20 Mol/L),

K2S208 (0.10 Mol/L)

Tomar 5mL de KI y colocar en un Erlenmeyer

Mezclar las soluciones anteriores y tomar el tiempo hasta que la mezcla se oxide

Tomar 2.5mL de la mezcla anterior y colocar en un Erlenmeyer previamente sumergido en

hielo y agua

Titular la mezcla con Na2S2O3

Agregar 3 ó 4 gotas de almidón cerca del punto final

Tomar 5mL de K2S2O8 y colocar en un Erlenmeyer

PARTE B:

Experimento #2. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.

Determinación de la energía de activación.

PARTE A:

Colocar ambos Erlenmeyers (sin mezclarlos) en una cava con hielo

Repetir pasos 1 y 2 del Experimento #1 – Parte A

Las muestras de las mezclas son tomadas en intervalos de 10 minutos

Repetir el procedimiento realizado en la Parte A pero con las nuevas concentraciones

Reacción de KI (0.10 Mol/L),K2S208 (0.05 Mol/L) yNa2S2O3 (0.01 Mol/L)

Colocar ambos Erlenmeyers (sin mezclarlos) en una cava con hielo

Sumergir los Erlenmeyers en el hielo hasta la altura del cuello del matraz

A 5ºC

PARTE B:

Sumergir los Erlenmeyers en el hielo hasta la altura del cuello del matraz

Cerrar la cava y chequear constantemente la temperatura de ambos líquidos hasta que cada

una llegue a 5ºC

Agregar el KI sobre el K2S2O8 y repetir el procedimiento de la Parte A del Experimento

#1, tomando muestras en intervalos de 10 minutos

Colocar ambos Erlenmeyers (sin mezclarlos) en un baño termostático A 50ºC en intervalos

de 10 minutos

Repetir pasos 1 y 2 del Experimento #1 – Parte A

A 50ºC

Chequear constantemente la temperatura de cada líquido hasta que cada una llegue a 50ºC

DATOS EXPERIMENTALES

Experimento #1. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción.

Determinación de la constante cinética y orden de reacción.

Parte A: Alta concentración

Tabla 1

Parte B: Baja concentración

KI (0.10mol/L) ; K2S2O8 (0.05 mol/L)Tiempo de reacción: 17 min

T (min) V gastado de Na2S2O3

0 410 320 3

Tabla 2

Experimento #2. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.

Determinación de la energía de activación.

Parte A: baja temperatura (5ºC)

KI (0.20mol/L) ; K2S2O8 (0.1 mol/L)

Agregar el KI sobre el K2S2O8 y repetir el procedimiento de la Parte A del Experimento

#1, tomando muestras en intervalos de 10 minutos

KI (0.20mol/L) ; K2S2O8 (0.1 mol/L)Tiempo de reacción: 3,50 min

T (min) V gastado de Na2S2O3

0 45 5.2

10 8

Tiempo de reacción: 21,36 minT (min) V gastado de

Na2S2O3

0 2.410 220 1.9

Tabla 3

Parte B: alta temperatura (50 ºC)

Tabla 4

RESULTADOS EXPERIMENTALES

Tabla N°5: Moles y concentración del K2S2O8 (Influencia de la concentración).

Temperatura ambiente (21ºC)

PARTE AKI (0.20 Mol/L), K2S2O8 (0.10 Mol/L) y Na2S2O3 (0.01 Mol/L)

Moles [Na2S2O3]

Moles [K2S2O8]

[K2S2O8] consumido

(Mol/L)

[K2S2O8] final

(Mol/L)

1/[K2S2O8](M-1)

0.00004 0.00002 0.008 0.092 10.870.000052 0.000026 0.0104 0.0896 11.160.00008 0.00004 0.0160 0.0840 11.90

PARTE B

Moles [Na2S2O3]

Moles [K2S2O8]

[K2S2O8] consumido

(Mol/L)

[K2S2O8] Final(Mol/L)

1/[K2S2O8](M-1)

0.00004 0.00002 0.008 0.042 23.810.00003 0.000015 0.006 0.044 22.730.00003 0.0000015 0.006 0.044 22.73

KI (0.20mol/L) ; K2S2O8 (0.10 mol/L)Tiempo de reacción: 1,19 minT (min) V gastado de

Na2S2O3

0 5.810 9.220 9.8

Tabla N°6: Moles y concentración del K2S2O8 (Influencia de la temperatura).

PARTE A (5°C)KI (0.20 Mol/L), K2S2O8 (0.10 Mol/L) y Na2S2O3 (0.01 Mol/L)

Moles [Na2S2O3]

Moles [K2S2O8]

[K2S2O8] consumido

(Mol/L)


1/[K2S2O8](M-1)

0.000024 0.000012 0.0048 0.0952 10.500.000002 0.000001 0.0004 0.0996 10.0410.000019 0.0000095 0,0038 0.0962 10,39

PARTE B (50°C)KI (0.20 Mol/L), K2S2O8 (0.10 Mol/L) y Na2S2O3 (0.01 Mol/L)

Moles [Na2S2O3]

Moles [K2S2O8]

[K2S2O8] consumido

(Mol/L)


1/[K2S2O8](M-1)

0.000058 0.000029 0.0116 0.0884 11,310.000092 0.000046 0.0184 0.0816 12,250.000098 0.000049 0.0196 0.0804 12,43

200 250 300 350 400 450 50010.2

10.4

10.6

10.8

11

11.2

11.4

11.6

11.8

12

f(x) = 0.0043117088607595 x + 9.82677215189873R² = 0.999595035425987

Series2Linear (Series2)

Axis Title

1/K2

S2O

8

Grafica 1

170 180 190 200 210 220 230 240 25022

22.2

22.4

22.6

22.8

23

23.2

23.4

23.6

23.8

24

f(x) = 0.018 x + 19.49R² = 1


1/K2

S2O

8

Grafica 2.

200 400 600 800 1000 1200 140010.3210.3410.3610.38

10.410.4210.4410.4610.48

10.510.52

f(x) = − 0.000109523809523809 x + 10.51R² = 0.733703190013873

T(s)

1 /

[K2S

2O8

]

Grafico 3.

0 200 400 600 800 1000 1200 14000.076

0.078

0.08

0.082

0.084

0.086

0.088

0.09

f(x) = − 6.66666666666667E-06 x + 0.0874666666666667R² = 0.859598853868195


Tiempo (s)

Conc

entr

ació

n

Grafico 4.

CÁLCULOS TÍPICOS

Influencia de la concentración en la velocidad de reacción:

2KI + K 2S2O8 → I 2 + 2K2SO4

Na2 S2O3 + I 2 → 2NaI + Na2 S4O6

EXPERIMENTO #1 .

PARTE A : A una concentración de 0.10 Mol/L de K2S2O8, con

temperatura ambiente (21°C).

Cálculo de moles de tiosulfato de sodio (Na2S2O3):

nNa2S 2O 3=V Na2S2O3

∗CNa2S2O3=0.004L∗0.01Mol

L=0 .00004moles

Cálculo de moles de persulfato de sodio (K2S2O8), haciendo uso de la

estequiometría de la reacción:

nK2S 2O 8=nNa2S2O32

=0.000042

=0 .00002moles

Cálculo de la concentración de K2S2O8 consumida:

CK 2S2O8(consumida)=nK2 S2O8V sln

=0.00002moles0.0025 L

=0 .008Mol/L

Cálculo de la concentración K2S2O8 final:

CK 2S2O8( final )=C K2S2O8 (inicial )

−CK2S 2O 8( consumida )

¿ 0.10MolL

−0.008Mol/L=0 .092Mol/L

Cálculo de la inversa de la concentración de persulfato de sodio (K2S2O8)

final:

1CK2S2O8 ( final )

= 10.092Mol/L

=10 .87M−1

Cálculo de la constante cinética de velocidad:

K=Pendiente de larecta (m)=0 .00008

PARTE B : A una concentración de 0.05 Mol/L de K2S2O8, con

temperatura ambiente (25°C).



∗CNa2S2O3=0.004 L∗0.01Mol /L=0 .00004moles



nK2S 2O 8=nNa2S2O32

=0.00004moles2

=0 .00002moles



=0.00002moles0.0025 L

=0 .008Mol/L



−CK2S 2O 8( consumida)

¿0.05Mol/L−0.008Mol /L=0 .042Mol /L


final:

1CK2S2O8 ( final )

= 10.042Mol/L

=23 .81M−1


K=Pendiente de larecta (m)=0 .0003

EXPERIMENTO #2 .

PARTE A : A una concentración de 0.10 Mol/L de K2S2O8, con

temperatura 5°C.



∗CNa2S2O3=0.0024 L∗0.01Mol /L=0 .000024moles



nK2S 2O 8=nNa2S2O32

=0.000024moles2

=0 .000012moles



=0.000012moles0.0025 L

=0 .0048Mol/L




¿0.10Mol/L−0.0048Mol /L=0 .0952Mol /L


final:

1CK2S2O8 ( final )

= 10.0952Mol/L

=10 .50M−1


K=Pendiente de larecta (m)=¿

PARTE B : A una concentración de 0.05 Mol/L de K2S2O8, con

temperatura 50°C.



∗CNa2S2O3=0.0058 L∗0.01Mol/L=0 .000058moles



nK2S 2O 8=nNa2S2O32

=0.000058moles2

=0 .000029moles



=0.000029moles0.0025 L

=0 .0116Mol /L




CK 2S2O8( final )=0.1Mol

L−0.0116Mol

L=0 .0884 Mol

L

K=Pendiente de larecta (m)=−7 E−6


final:

1CK2S2O8 ( final )

= 10.0884 Mol/L

=11 ,31M−1

ANÁLISIS DE RESULTADOS

Durante los primeros experimentos, es algo fácil determinar y comprender

experimentalmente, la influencia que tienen dos variables importantes

involucradas en las reacciones, la temperatura y la concentración. En la primera

parte del experimento, a concentraciones mayores, la reacción tarda menos en

completarse, esto puede evidenciarse ya que la solución presentó la coloración

esperada, coincidiendo con la teoría de que al aumentar las concentraciones,

aumenta el número de colisiones y por consiguiente la velocidad.

Análogamente, se puede ver la influencia (aun más notable) de la temperatura;

teóricamente se tiene que si en un sistema de equilibrio se aumenta la

temperatura siendo el volumen constante, el sistema se desplazará hacia el

sentido que absorba más calor. A medida que la temperatura aumenta es mayor la

energía cinética de las partículas, los choques ocurren con mayor frecuencia y las

moléculas adquieren más rápidamente la energía de activación. Esta energía es la

mínima requerida para romper los enlaces y que se inicie la reacción. Por lo tanto,

al aumentar la temperatura del sistema, la velocidad de la reacción aumentará, sin

embargo es importante resaltar que a mayor temperatura, la reacción se da mucho

más rápido, siempre y cuando esta reacción sea endotérmica. Si se tratara de una

reacción que necesita desprender calor para llevarse a cabo, y se le suministra

energía, la reacción tardará mas en llevarse a cabo y esa energía extra impediría

que la reacción ocurriera de una forma espontánea.

Cabe destacar que a través de los gráficos realizados con los datos obtenidos de

los experimentos se puede observar que la reacción que se llevo a cabo en el

laboratorio es de orden 2, debido a que dichos datos obtenidos obedecen la

ecuación de línea recta del segundo orden. Algunos de los gráficos no obedecen

del todo esta ecuación pero si se aproximan a ella más que a la ecuación del

primer orden. Se piensa que el haber tomado mal algunas mediciones pudo haber

afectado el hecho de que algunos de los gráficos de segundo orden no dieran

exactamente una línea recta.

CONCLUSIONES.

Se verificó gráficamente que la reacción es de segundo orden, siendo la ecuación de la

velocidad para esta reacción r= k[K2S2O8]α [KI]β, la cual especifica que la rapidez de reacción

depende de la concentración de ambos reactivos

Se determinó para el estudio cinético de la reacción de oxidación de una solución neutra de

yoduro de potasio por persulfato de potasio, la constante cinética para cada experimento

(apéndice, resultados).

Se comprobó que la velocidad de reacción y por tanto la constante cinética dependen de la

concentración de los reactivos y la temperatura en que se lleve a cabo la reacción, siendo

directamente proporcionales, a medida que aumenta la concentración de los reactivos y la

temperatura la rapidez de la reacción experimenta un incremento en su valor.

RECOMENDACIONES.

Se debe titular rápidamente debido a que el yodo tiende a evaporarse, lo que implica

pérdida de muestra.

El almidón tiene propiedades de descomposición, por lo que se recomienda, realizar la

solución de almidón antes de empezar la práctica, a fin de evitar la descomposición de la

misma.

Tomar en cuenta que la cápsula de agitación debe agitar la mezcla en forma homogénea, es

decir, debe estar en el centro del matraz Erlenmeyer.

Al realizar la titulación con el tiosulfato de sodio hacerlo con lentitud puesto que la reacción

es bastante rápida tornándose amarillo pardo y así poder diferenciar a partir desde ese

punto el punto final de la valoración.

No dejar por mucho tiempo las muestras contenidas del Erlenmeyer en el baño termostático

o baño de hielo, sólo hasta el valor de la temperatura requerida (50°C) o (5ºC), en vista de

que las mismas pueden variar de concentración al estar sometidas a temperaturas

superiores o inferiores a la establecida y originando errores en el experimento, factor

influyente en la velocidad de la reacción.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS.

PERRY H. Robert, GREEN W. Don. (1992). Manual del Ingeniero Químico. Volumen IV.

Editorial Mc Graw Hill. Colombia.

LEVINE, Ira N. (2004). Fisicoquímica. 5ta Edición. Volumen 1. Editorial Mc Graw Hill. Madrid, España.

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