Laboratorio 1 (3) Huanacu

UNIVERSIDAD DEL VALLE “INGENIERIA INDUSTRIAL”

IIN

C CHH S V

LABORATORIO Nº 1 “CINÉTICA QUIMICA 1 Método de velocidad iniciales” APELLIDOS Y NOMBRES:

Gabriel Cori Flores Jhoisy Chipana Ticona Richard Fernando Huanacu Condori Stephany Antonia Santander Montes Guillermo Roberto Vargas Jordan DOCENTE: PHT. JOSE CALDERON VALLE

NOTA 70%

2020 1

Laboratorio Nº 1

CINÉTICA QUÍMICA 1 Método de velocidades iniciales 1. OBJETIVO • •

Observar la dependencia de la velocidad de reacción en función de la concentración de los reactantes. Aplicar el método de velocidades iniciales para determinar órdenes y constante de velocidad de una reacción.

2. COMPETENCIAS •

Integra conceptos de cinética química al análisis de reacciones químicas para visualizar el aspecto dinámico de un proceso químico.

•

Determina los parámetros cinéticos de una reacción química para analizar reacciones químicas.

•

Coordina el trabajo en laboratorio para usar recursos y tiempo con eficiencia.

•

Trabaja con responsabilidad, objetividad y disciplina para demostrar una actitud profesional apropiada a su carrera.

3. CONOCIMIENTO TEORICO REQUERIDO • Velocidad de reacción (investigar) La cinética quimica estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos a través de los cuales éstas se producen. La velocidad de reacción es la velocidad con la que desciende la concentración de un reactivo o aumenta la de un producto en el curso de una reacción.

Se ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de la naturaleza de los reactivos (estado fisico, grosor de partícula, etc), la concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores. L0065y de velocidad. Del estudio experimental de la cinética de una reacción química, se deduce su ley de velocidad, que es una ecuación que expresa la velocidad en función de las concentraciones de las sustan- cias que toman parte en la reacción y que normalmente tiene la forma v= k[Reactivos]*

2

Orden de reacción. El orden de reacción con respecto un reactivo es el exponente de su término de concentración en la ley velocidad. El orden de reacción global es la suma de los exponentes de todos los términos de concentración (tabla 11.1). Ecuación de velocidad integrada. Para calcular la concentración de reactivo que quedará transcurrido un tiempo o el tiempo necesario para que determinada cantidad de reactivo se consuma, es útil integrar la ecuación de velocidad (tabla 11.2). La vida media, t1/2, de un reactivo es el tiempo necesario para que su concentración pase a ser la mitad del valor inicial. Para una reacción de primer orden, la vida media no depende la concentración del reactivo (tabla 11.2).

• Ecuación de velocidad (investigar) Si tenemos la siguiente reacci´on: A + B → C, se definen las velocidades media e instantánea como:

La velocidad, en general, varia con el transcurso de la reacción. La ecuación de velocidad cinética es una ecuación matemática que relaciona la velocidad de reacción con las variables de que depende (fundamentalmente con la composición del sistema: número de moles, concentraciones o, en gases, presiones parciales). En la ecuación cinética pueden aparecer variables relacionadas con cualquier especie química presente en el sistema durante la reacción: reactivos, productos, catalizadores, disolvente, especies interés, etc. En algunos sistemas reactivos: a A + b B + ... → d D + e E + la ecuación cinética adopta una forma especialmente sencilla: v = k · [A]α · [B]β ...[D]δ · [E]... En ese caso se dice que la reacción tiene orden definido. Se denomina orden parcial respecto a la sustancia j al exponente a que aparece elevada la concentración de dicha sustancia. 3

El orden total, n es la suma algebraica de los exponentes: n = α + β + ... Los ´ordenes de reacción pueden ser números positivos o negativos, enteros o fraccionarios y no están ligados a los coeficientes estequiometricos de la reacción (global). Sus valores no dependen de cómo se ajuste la reacción. La k que aparece en la ecuación cinética recibe el nombre de constante de velocidad y es función de la temperatura. Al aumentar la temperatura, la constante de velocidad también aumenta. La constante de velocidad tiene unidades que, en el caso de ecuaciones en términos de concentraciones molares, son: s −1 · mol1−n · L n−1 (donde n es el orden total).

• Método de velocidades iniciales (investigar) Consideremos la ley de velocidad

Si se inicia la reacción y se mide [A] como función del tiempo durante los primeros instantes de la reacción, entonces la pendiente de la gráfica de [A] vs t para t = 0 es la velocidad inicial de la reacción, y la ecuación de velocidad para t = 0 se escribe:

que a menudo se expresa:

De esta forma, se puede obtener el orden de reacción midiendo las velocidades iniciales para varios valores de concentración inicial de A, a partir de una gráfica de logaritmo de la concentración en función de logaritmos de la velocidad inicial. Este método también funciona si la ecuación de velocidad incluye concentraciones de otros reactivos, siempre que éstas se mantengan constantes durante la serie de mediciones. El error en la determinación del orden de reacción mediante este método es despreciable, siempre que el porcentaje de la reacción sea menor al 5%. Una ventaja de este método es que se evitan complicaciones provenientes de inhibición de la formación de productos o catálisis por reacciones subsecuentes. Otra ventaja es que permite el estudio de reacciones muy lentas que no sería práctico por otros métodos.

4

• Reacción estudiada: redox IO3 – + 3 HSO3 – → I – + 3 SO4 2 – + 3 H + El I – producido reacciona con el IO3 – generando I2. IO3 – + 5 I – + 6H + → 3 I2 + 3 H2O El I2 reacciona con el HSO3 – en exceso hasta consumirlo completamente.

5

I2 + HSO3 – → 2 I – + SO4 2 – + 3 H + Cuando todo el HSO3 – se ha consumido (fin de la reacción), el yoduro reacciona con el yodato. IO3 – + 5 I – + 6H + → 3 I2 + 3 H2O Todos los ensayos se realizan con exceso de IO 3 –, para que una vez consumido el ion HSO3 – presente en la disolución, el yodato sobrante oxide al ion yoduro producido. El I2 liberado produce inmediatamente con el almidón un intenso color azul (o pardo), que indica el final de la reacción. La educación de velocidad de esta reacción es: vr = k[IO−3]m[HSO−3]3 Para calcular vr utilizar la siguiente ecuación: 1 [HSO−3] vr

tprom [s] es el promedio de los tiempos en cada experimento.

4. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS Cantidad por grupo Item

Descripción cantidad unidad

Cantidad por grupos Nº de grupos

total

MATERIALES 1

Matraz Erlenmeyer de 50 mL

6

pieza

4

24

6

2

Vaso de precipitado de 500 mL

1

pieza

4

1

3

Vaso de precipitado de 100 mL

3

pieza

4

12

4

Vaso de precipitado de 50 mL

1

pieza

4

4

7

5

Termómetro de 0-100°C

1

pieza

4

4

6

Pipeta graduada de 10 ml

1

pieza

4

4

7

Pipeta graduada de 2 ml

2

pieza

4

8

8

Propipeta de goma

3

pieza

4

12

8

9

Balón aforado de 100 mL

2

pieza

4

4

10

Gotero

1

pieza

4

2

11

Espátula inoxidable

2

pieza

4

4

9

REACTIVOS 1

Yodato de potasio P.A.

5

gramo

4

10

1

gramo

4

4

1

gramo

4

2

KIO3

2

Hidrogeno sulfito de potasio P.A.

KHSO3

3

Almidón soluble

(C₆H₁₀O₅ )n

10

4

Agua Destilada

500

mililitros

4

2000

H2O

EQUIPOS 1

Balanza

1

pieza

4

2

2

Hornilla

1

pieza

4

2

OBSERVACIONES: Esta práctica está planificada para 16 estudiantes repartidos en 4 grupos

5. TECNICA O PROCEDIMIENTO Calcular y preparar (rápidamente) las siguientes soluciones: 11

• • •

100 mL de solución 0,15 M de KIO3(aq). 100 mL de solución 0,02 M de KHSO3(aq). 50 mL de solución acuosa de almidón al 2 % (en peso). Nota: Compartir soluciones (cada 2 grupos).

Experimento 1 (E1) •

Preparar 2 matraces Erlenmeyer limpios, en cada uno preparar las siguientes mezclas: M1: 2 ml de yodato 0,15 M + 5 ml de H 2O. Agitar. M2: 2 ml de KHSO3 0,020 M + 1 ml de solución de almidón al 2%. Agitar.

•

Introducir ambos matraces en un baño a 20 °C durante 5 minutos.

•

Medir y anotar la temperatura de ambas disoluciones.

•

Verter, rápidamente, la disolución M2 en el matraz que contiene M1, y activar el cronómetro.

•

Agitar con una varilla y observar atentamente hasta que aparezca color azul.

•

Detener el cronometro cuando el contenido del matraz tome coloración azul oscuro.

•

Lavar el material y repetir 2 veces más la misma experiencia. Anotar en cada caso el tiempo de reacción.

Experimento 2 (E2) •

Preparar 2 matraces Erlenmeyer limpios, en cada uno preparar las siguientes mezclas: M1: 1,5 ml de yodato 0,15 M + 5,5 ml de H 2O. Agitar. M2: 2 ml de KHSO 3 0,020 M + 1 ml de solución de almidón al 2%. Agitar.

•

Introducir ambos matraces en un baño a 20 °C durante 5 minutos.

•

Medir y anotar la temperatura de ambas disoluciones.

•

Verter, rápidamente, la disolución M2 en el matraz que contiene M1, y activar el cronómetro. 12

•

Agitar con una varilla y observar atentamente hasta que aparezca color azul.

•

Detener el cronometro cuando el contenido del matraz tome coloración azul oscuro. Lavar el material y repetir 2 veces más la misma experiencia. Anotar en cada caso el tiempo de reacción.

•

Experimento 3 (E3) •

Preparar 2 matraces Erlenmeyer limpios, en cada uno preparar las siguientes mezclas: M1: 1 ml de yodato 0,15 M + 6 ml de H 2O. Agitar. M2: 2 ml de KHSO3 0,020 M + 1 ml de solución de almidón al 2%. Agitar.

•

Introducir ambos matraces en un baño a 20 °C durante 5 minutos.

•

Medir y anotar la temperatura de ambas disoluciones.

•

Verter, rápidamente, la disolución M2 en el matraz que contiene M1, y activar el cronómetro.

•

Agitar con una varilla y observar atentamente hasta que aparezca color azul.

•

Detener el cronometro cuando el contenido del matraz tome coloración azul oscuro.

•

Lavar el material y repetir 2 veces más la misma experiencia. Anotar en cada caso el tiempo de reacción.

Nota: Cada grupo debe realizar por separado los 3 experimentos (9 en total) y rápidamente para que no exista influencia de la temperatura. Se recomienda cuidado y concentración, se evaluara precisión de resultados.

6. TIEMPO DE DURACION DE LA PRACTICA 100 minutos.

7. MEDICIÓN, CALCULOS Y GRAFICO

13

Todos los siguientes datos y cálculos deben ser presentados en el informe de la práctica: •

Tabla de datos (30 puntos):

Experimento

HSO2 (M)

IO2(M)

t(s)

1

0,005

0,0125

12,49

2

0,0043

0,0125

39,13

3

0,004

0,0125

67,07

4

0,0035

0,0125

83,19

5

0,003

0,0125

98,13

Exp. [IO3-] M [HSO3-] M T (°C) t1 (s) t2 (s) t3 (s) tprom (s) vr (M∙s-1) E1 0,025 M 0,01 M 4.0 0.12 s 0.39 s 1.07 s 12:49 1.1*10^(-6) E2 0,025 M 0,09 M 10.0 0.12 s 0.39 s 1.07 s 39:13 4.4* 10^(-6) E3 0,025 M 0,07 M 20.0 0.12 s 0.39 s 1.07 s 67:19 3.3* 10^(-6) Las concentraciones deben calcularse para el volumen de solución que resulta de la mezcla.

Calcular la velocidad de reacción (Vr) utilizando la siguiente ecuación: 1 [HSO−3] vr

•

Aplicar el método de velocidades iniciales para determinar el orden (m) y la constante de velocidad (k) de la reacción a _______ °C (30 puntos). Suponer que la ecuación de velocidad es:

vr = k[IO−3]m[HSO−3]3 •

Escribir la ley de velocidad (10 puntos).

Conclusiones????? -10 K = ????? -10 Orden= ???? -10 8. CUESTIONARIO 14

(a) Se dan los siguientes datos para la reacción: A + B → 2C, escriba la expresión de la ley de velocidad y hallar el valor de constante k de velocidad de la reacción: Experimento [A] 1 0,10 M 2 0,10 M 3 0,20 M

[B] 0,50 M 0,100 M 0,100 M

t(min)

[c] final (M) 25 0,033 15 0,0039 7,5 0,0077

Como la concentración final se dio en ese tiempo podemos decir la velocidad inicial es la división de la concentración [C]final entre el tiempo empleado para cada una.

1 2 3 α

V =K [ A ] [ A ]

[A] 0,10 M 0,10 M 0,20 M

[B] 0,50 M 0,100 M 0,100 M

Vo (inicial)M/s 2,2x10^-5 4,333x10^-6 1,71x^-5

β

( 1 ) 2.2×10−5=K ( 0.10 )α (0.50) β ( 2 ) 4.3 ×10−6=K ( 0.10 )α (0.100)β ( 3 ) 1.71× 10−5=K ( 0.20 )α ( 0.100) β ( 1 ) 2.2× 10−5=K ( 0.10 )α (0.50) β = (2) 4.3× 10−6 =K ( 0.10 )α (0.100)β 5.07=5β β=1 (3) 1.71 ×10−5=K ( 0.20 )α (0.100)β = (2) 4.3× 10−6=K ( 0.10 )α ( 0.100) β 4=2α 22=2α α =2 α y β en ( 2 )

4.3 × 10−6=K ( 0.1 )α (0.1)β 4.33 × 10−6=K (0.1)2 +1 K=

4.3× 10−6 0.13 15

K=4.33 ×10−3

(b) En el estudio de la velocidad de una reacción de descomposición se encontró que la concentración del reactivo disminuye desde su valor inicial 0.8 Molar en la forma siguiente: ¿Cuál es la constante de velocidad k, si la reacción es de primer orden?

[A] Molar T(min)

0,6 4,17

0,4 12,5

0,2 37,5

0,1 87,5

ln(A)t 0

0

1000

2000

3000

4000

5000

6000

-0.5

-1

f(x) = − 0 x − 0.61 R² = 0.95

t(s) 250,2 750 2250 5250

ln(A)t -0,5108 -0,9162 -1,6094 -2,3025

-1.5

-2

-2.5

ln [ A ] t=−k t+ ln [ A ] o y

=

mx +

m=k=−0.003

b

M s

(c) Se encontró que el proceso de inactivación de un Virus es de primer orden, con respecto a la concentración del Virus. Se encontró que el Virus se inactiva el 2 % por minuto. Calcular en que tiempo se inactiva el 75 %.

16

k=

0.2 M M =0.003333 60 s s

ln [ A ]t=−kt + ln[ A ]o

Ecuación de primer orden:

t=

t=

ln [ A ] o−ln [ A ] t −k

ln [ 0.2 ] o ( M )−ln [ 0.75 ] t (s ) M −0.003333 s

t=396.92 s

(d) En la fermentación enzimática de una solución de azúcar, inicialmente tiene una concentración 0.121 M, a las 10 horas la concentración es 0,065 M, y a las 20 horas la concentración es 0.029 M. ¿Cuál es el orden de la reacción? t(hrs) 0 10 20

[A] M 0,121 0,065 0,029

Consideraremos que la reacción es de orden cero:

[ A ]t=−k t+[ A ] o y

=

mx +

b

17

[A] M 0.14 0.12 0.1 f(x) = − 0 x + 0.1 R² = 0.68

0.08 0.06 0.04 0.02 0

0

10000

20000

30000

40000

50000

60000

70000

80000

EL coeficiente de correlación es R2=0.6774 para una reacción de orden cero.

Consideraremos que la reacción es de primer orden: ln [ A ] t=−k t+ ln [ A ] o y

=

mx +

b

ln[A] (M) t(s) 0 0 0 -0.5 3600 72000 -1

ln[A] (M) 10000 20000 -2,11196 -2,733368 -3,540406

30000

40000

50000

60000

70000

80000

-1.5 -2 -2.5 -3

f(x) = − 0 x − 2.39 R² = 0.85

-3.5 -4

EL coeficiente de correlación es R2=0.8452 para una reacción de primer orden.

Consideraremos que la reacción es de segundo orden: 18

1 1 =k t+ [ A ]t [ A]o y

=

mx +

b

1/[A]t t(s)40 1/[A]t 0 35 8,26446 0 x + 11.16 3600 f(x) =15,3846 30 R² = 0.95 72000 34,4828 25 20 15 10 5 0

0

10000

20000

30000

40000

50000

60000

70000

80000

EL coeficiente de correlación es R2=0.9518 para una reacción de segundo orden.

Resp: Podemos concluir que la reacción es de tercer orden ya que el coeficiente de correlación se acerca más a la unidad.

ANEXOS :

19

20

21

22

Medimo s el tiempo : 23

Esperam os y medimo s con el cronom etro cuanto tardo en hacer efecto

24

Otro Experim ento:

25

26

27