Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

PRÁCTICA 8“INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA RAPIDEZ DE LA REACCIÓN CINÉTICA DE YODACIÓN DE LA ACETONA.”

Integrantes: Gonzáles Martínez Nora Ivonne Ramos Morales Francisco Ledesma Pérez Diana Espejel Lilia

I. OBJETIVO GENERALEstudiar el efecto de la temperatura sobre la rapidez de reacción.

II. OBJETIVOS PARTICULARESa. Determinar la constante de rapidez de reacción a varias temperaturasb. Obtener la energía de activación de reacción y el factor pre-exponencial de la ecuación de Arrhenius.

III. PROBLEMAObtener la ecuación que relaciona la variación de la constante de rapidez de reacción con la temperatura.

INTRODUCCIÓN

Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandés, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica:

Sin embargo, experimentalmente se observó que este cociente queda, en realidad, entre 2 y 4. Entonces en 1889, el químico sueco Syante Arrhenius propuso otra ecuación empírica que proporciona mejores resultados.La energía de activación es la energía cinética mínima que los reactivos deben tener para que se formen los productos. Esta es justamente la más importante contribución de Arrhenius: la proposición de que los procesos químicos son activados, o sea, precisan de una cierta energía de activación para ocurrir. Así, procesos con baja energía de activación ocurren rápidamente, en cuanto procesos con elevada energía de activación ocurren más lentamente.Cuanto mayor la energía de activación, menos probable será la transformación de reactivos en productos.

DISEÑO E XPERIMENTAL

A partir de diversas concentraciones determinar el orden de la reacción linealizando las ecuaciones.

Sabiendo que la pendiente de las gráficas que mejor se ajusten linealmente representa la K realizar una gráfica final que nos permita conocer la energía de activación y el factor pre-exponencial.

Todo lo anterior con base en resultados experimentales con ayuda de un espectrofotómetro y un baño maría.

REACTIVOS Y MATERIALES

Reactivos Material(I2 – KI) (0.002 M – 0.2M)Acetona 1.33 MHCl 0.323 M

1 Espectrofotómetro2 celdas espectrofotométricas1 cronómetro1 termómetro4 vasos de precipitados de 50 ml

METODOLOGÍA EMPLEADA

Calibración del espectrofotómetro: Encender el aparato y esperar 15 minutos. Seleccionar la longitud de onda y calibrar con el blanco.

Curva patrón:

1. Preparar distintas disoluciones de yodo a diferentes concentraciones. 2. Con la longitud de onda obtenida en la primera parte del experimento, realizar distintas

mediciones de absorbancia usando cada una de las disoluciones. Entre cada “cambio” de disolución, usar el blanco para ajustar la absorbancia (llevar a cero)

Influencia de la temperatura:

Temperatura ambiente:

1. Colocar yodo con ácido clorhídrico en un vaso de precipitados.2. Añadir acetona a la mezcla yodo-ácido clorhídrico y encender el cronómetro. Tomar una

alícuota de esta mezcla en la fotocelda y colocarla en el espectrofotómetro para obtener datos de absorbancia.

3. Registrar los datos en tablas.4. Cada minuto, tomar una alícuota de la mezcla inicial y colocar en el espectrofotómetro; hasta

que la mezcla inicial se agote.

Temperatura diferente al ambiente

1. Repetir los mismos pasos que a “temperatura ambiente”. La diferencia será que la reacción deberá llevarse a cabo a la temperatura indicada, y debe controlarse que esa temperatura sea constante. Si se tiene una temperatura menor al ambiente, usar un baño de hielos; en caso de tener una temperatura mayor al ambiente, usar un baño de agua caliente.

DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS

Algoritmo de cálculo.a) 1. Determinar la concentración de I2 a a cada tiempo y temperatura, a partir de la cxurva patrón.

Registrarlos datos en la tabla 2.

Curva patrón: Y = 487.75 x + 0.005Abs = 478.75 [ ] + 0.0005

[C ]=|−b|m =

0.468−0.0005478.75 = 9.76x10-4

Tabla 2.1Temperatura: 22.4 λ = 460 nm

t (seg) Abs C Ln C 1/C60 0.468 0.000977 -6.93 1024.06

120 0.441 0.000920 -6.99 1086.83180 0.435 0.000908 -7.00 1101.84240 0.413 0.000862 -7.06 1160.61300 0.381 0.000795 -7.14 1258.21360 0.358 0.000747 -7.20 1339.16420 0.335 0.000699 -7.27 1431.24480 0.309 0.000644 -7.35 1551.86540 0.28 0.000584 -7.45 1712.88

600 0.251 0.000523 -7.56 1911.18660 0.223 0.000465 -7.67 2151.69720 0.193 0.000402 -7.82 2487.01780 0.164 0.000342 -7.98 2928.13840 0.134 0.000279 -8.18 3586.14900 0.105 0.000218 -8.43 4581.34960 0.094 0.000195 -8.54 5120.32

1020 0.045 0.000093 -9.28 10758.431080 0.019 0.000039 -10.16 25878.381140 0.011 0.000022 -10.73 45595.24

t seg Abs C lnC 1/C30 0.445 0.00092846 -6.981983765 1077.05286860 0.417 0.000869974 -7.047047358 1149.45978490 0.4 0.000834465 -7.088720054 1198.372966

120 0.375 0.000782245 -7.153342017 1278.371162150 0.35 0.000730026 -7.222430258 1369.81402180 0.319 0.000665274 -7.315311344 1503.139717210 0.292 0.000608877 -7.403893814 1642.367067240 0.253 0.000527415 -7.547522571 1896.039604270 0.204 0.000425065 -7.763267815 2352.579853300 0.184 0.00038329 -7.866719152 2608.991826330 0.166 0.000345692 -7.969962625 2892.749245360 0.125 0.000260052 -8.254628104 3845.381526

T (°C) T (K) 1/T (1/K) K LnK22.4 295.55 0.00338352 0.0000009 -13.920871130 303.15 0.0032987 0.000002 -13.1223634

b) Explicar en qué consiste el método integral para determinar, el orden de reacción y la constante de rapidez a cada temperatura con la información de la tabla 2.

Orden cero

d [A ]d t

= -kps[A ]α ; d [A ]d t

= -kps[A ]0 ; d[A]= -kpsdt ; ∫A0

A

d [A ] = -kps ∫0

1

dt

[A]= -kps t + CConsiste en graficar c vs t, Ln C vs t y 1/C vs t, y elegir la gráfica que presenta el mejor valor de correlación lineal (r2). Siendo C vs t la que presenta una r2 de 0.9961.La pendiente de esta gráfica representa constante de de rapidez.

GRÁFICOS.

0 200 400 600 800 1000 12000

0.0002

0.0004

0.0006

0.0008

0.001

0.0012

f(x) = − 9.29015314613777E-07 x + 0.00106855389125556R² = 0.996139945951089

Temperatura Ambiente: 22.1 °C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Conc

entr

ació

n (m

ol/L

)

0 200 400 600 800 1000 1200-11

-10.5-10

-9.5-9

-8.5-8

-7.5-7

-6.5-6

f(x) = − 0.00286849005089511 x − 6.21252900843014R² = 0.795754993206229

Temperatura Ambiente: 22.1 °C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Ln C

once

ntra

ción

0 200 400 600 800 1000 12000

5000100001500020000250003000035000400004500050000

f(x) = 21.1470953702021 x − 6548.01722949514R² = 0.408449125427745

Temperatura Ambiente: 22.1 °C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Inve

rso

Conc

entr

ació

n

0 50 100 150 200 250 300 350 4000.00020.00030.00040.00050.00060.00070.00080.0009

0.001f(x) = − 2.06053302659047E-06 x + 0.00101520689928001R² = 0.991496500691573

Temperatura: 30°C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Conc

entr

ació

n (m

ol/L

)

0 50 100 150 200 250 300 350 400-8.5-8.3-8.1-7.9-7.7-7.5-7.3-7.1-6.9-6.7-6.5

f(x) = − 0.00371384699453394 x − 6.74370224229157R² = 0.950663754919324

Temperatura: 30°C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Ln C

once

ntra

ción

0 50 100 150 200 250 300 350 4001000

1500

2000

2500

3000

3500

4000

f(x) = 7.35483682450998 x + 467.000122335693R² = 0.859298508409902

Temperatura: 30°C

Series2Linear (Series2)

Tiempo (seg)

Inve

rso

Conc

entr

ació

n

0.00329 0.00334 0.00339-14

-13.9-13.8-13.7-13.6-13.5-13.4-13.3-13.2-13.1

f(x) = − 9413.56336532063 x + 17.9301299932724R² = 1

Determinación de Ea y A

Series2Linear (Series2)

Inverso °T (1/K)

Ln K

Puesto que la gráfica de concentración vs tiempo representó el mejor ajuste lineal se dice que la reacción es de orden cero y la pendiente de estas gráficas (a 22.4 y 30 °C) indica la K que nos arroja un valor de 9*10 ⁷ y 2*10 ⁶ respectivamente, mismas que nos servirán para realizar laˉ ˉ anterior gráfica.

Con base en la gráfica: LnK=−EaR ( 1T )+LnA

Sabemos que la pendiente de la gráfica: m=−9413.6=−EaR

Ea=(−9413.6 ) (−8.314 )=78264.67 Jmol

Si b=17.93 y b=Ln A entonces A (factor pre-exponencial)eLnA=e(17.93 )=61220949.44=6.12∗107

ANÁLISIS DE RESULTADOS ¿De qué orden es la reacción? De Orden cero.

¿Cómo cambia la constante de rapidez de reacción con la temperatura? La constante de rapidez es directamente proporcional a la temperatura.

¿Qué valor tiene la energía de activación? ¿Cuáles son sus unidades? Unidades son J/mol.

78264.67 Jmol

¿Qué valor tiene el factor pre-exponencial? ¿Cuáles son sus unidades? No tiene unidades, es adimensional. 61220949.44=6.12∗107

CONCLUSIONES:

Cualquier reacción es mucho más sensible a la temperatura cuando las temperaturas son bajas que cuando son altas.Cuanto mayor es la Temperatura de operación, mayor es el valor del coeficiente cinético k y por tanto, mayor es la velocidad de reacción. También la velocidad de reacción aumenta al aumentar la temperatura ya que al aumentar la energía cinética de las moléculas, las colisiones son más frecuentes y la reacción se da más rápidamente. La frecuencia de las colisiones que se lleva a cabo en la reacción en la cual se expresa como A y se le conoce como el factor pre-exponencial de la ecuación de Arrhenius, nos da esto una relación con la constante de velocidad, ya que la constante de velocidad es directamente proporcional a la frecuencia de colisiones.

MANEJO DE RESIDUOS: Los residuos de las disoluciones usadas se colocaron en un contenedor de residuos.

BIBLIOGRAFÍA:

Levine, Ira. Fisicoquímica. Volumen I. 5ª edición. Mc Graw Hill. España. 2004. Maron, Samuel. Fundamentos de Fisicoquímica. 1ª edición. Editorial Limusa. México