Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla
Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas
Departamento de Biotecnología
Laboratorio
de Química Experimental-Q.1014.01
Dr. Isaac Monroy
Mtro. Víctor H. Blanco
Práctica 11: Cinética:
ley de velocidad de una reacción
Equipo 7:
Laura Barba Castillo
A01322562
Alejandro Larios Campos A00399515
Rodrigo E. Hernández
Jiménez A01324406
Brenda Berenice Jerónimo
Atanacio A01324138
Fecha de entrega: jueves 28 de febrero de 2013
Objetivo:
·
Relacionar las condiciones de
reacción y el tiempo en que éstas se efectúan.
·
Determinar el efecto de la
concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción.
Introducción
En esta práctica se realizaran
experimentos para comprobar la ley de velocidad de reacción. El estudio de la
velocidad de reacción es posible gracias a un área de la química llamada
cinética química.
La palabra “cinética” hace
alusión al movimiento o cambio de posición de un objeto. En este caso
hablaremos de la cinética como la rapidez de una reacción, es decir, cambio de
concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. Las
unidades que se utilizan son M/s. Durante la reacción los reactivos se consumen
mientras se forman los productos, así podemos observar el progreso de la
reacción al mediar la disminución de la concentración de los reactivos o el
aumento de la concentración de los productos. La rapidez puede expresarse como:
Donde Δ[A] y Δ[B]
representan los cambios de concentración en molaridad con respecto a Δt.
Otro término utilizado en la
cinética química es la constante de rapidez o k, que es una constante
de la proporcionalidad entre la rapidez y la concentración del reactivo y sus
unidades son s-1. Entonces al presentarse esta constante, se
presenta una proporcionalidad directa entre la concentración y la rapidez.
Tomar en cuenta que k no es afectada por la concentración.
LEY DE RAPIDEZ
Esta ley
manifiesta la relación de la rapidez de una reacción con respecto a la
constante k y la concentración de los reactivos, elevada a cierta
potencia para una reacción general como la siguiente
aA + bB
à cC +
dD
La ley de
rapidez tiene la siguiente forma:
rapidez = k [A]x [B]y
Dónde x y y
son valores que se determinan mientras la experimentación. Estos exponentes
especifican la relación entre la concentración de los reactivos y la rapidez de
la reacción. Favorablemente al sumarlos se obtiene el orden de reacción, que es la suma de los exponentes a los que se
elevan las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de rapidez.
(Chang, 2010).
Desarrollo
Experimento
1.
1. Se rotularon
cinco tubos de ensayo con los números del uno al cinco.
2. Se midió y
registró la temperatura del laboratorio.
3. Se
prepararon las soluciones necesarias para el experimento, realizando los
cálculos, tomando en cuenta la pureza, pesando y midiendo las cantidades
necesarias. Las soluciones eran KI 0.2M, Na2S2O3
0.01M, NaCl 0.2M, almidón al 2%, (NH4)2SO4
0.2M, (NH4)2S2O8 0.2M y CuSO4
0.2M.
4. Se colocaron
las siguientes cantidades de disoluciones en el tubo correspondiente,
exceptuando el último.
Tabla 1. Tubos y las cantidades en ml de
la dilución correspondiente.
Tubo
|
KI
|
Na2S203
|
NaCl
|
Almidón
|
(NH4)2SO4
|
(NH4)2S2O8
|
No. 1
|
2.0
|
2.0
|
2.0
|
1.0
|
2.0
|
2.0
|
No. 2
|
2.0
|
2.0
|
2.0
|
1.0
|
0.0
|
4.0
|
No. 3
|
4.0
|
2.0
|
0.0
|
1.0
|
2.0
|
2.0
|
No. 4
|
2.0
|
2.0
|
2.0
|
1.0
|
3.0
|
1.0
|
No. 5
|
1.0
|
2.0
|
3.0
|
1.0
|
2.0
|
2.0
|
Figura 1. Tubos con las soluciones correspondientes excepto (NH4)2S2O8.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
5. Se preparó
el cronómetro, el cual se inició en el momento que se vertió el (NH4)2S2O8
al tubo.
6. Se agitó uniformemente
de arriba abajo hasta que se observó una mezcla homogénea.
7. Se registró
el tiempo que tardó el cambio de color.
Experimento
2.
1. Se volvieron
a llenar los tubos de ensayo con las mismas cantidades del experimento 1.
2. Antes de
añadir el (NH4)2S2O8 se agregan
unas gotas de CuSO4.
Resultados
Experimento
1.
Al mezclar los reactivos en los
tubos de ensayo se obtuvo un volumen final de 11 ml, diluyéndose los reactivos a las siguientes
concentraciones:
Concentraciones
finales:
[I-]= 2 ml x 0.2M/ 11 ml=
0.036 M
[I-]= 4ml x 0.2M/ 11 ml= 0.072 M
[I-]= 1ml x 0.2M/ 11 ml= 0.018 M
[S2O32-]= 2 mlx 0.01M/11 ml=0.0018 M
[S2O82-]= 2 ml x 0.2M/ 11 ml= 0.036 M
[S2O82-]= 4ml x 0.2M/ 11 ml= 0.072 M
[S2O82-]= 1ml x 0.2M/ 11 ml= 0.018 M
Tabla 2. Tiempo de
reacción a distintas concentraciones iniciales de reactivos.
Ensayo
|
[S2O32-]
|
[S2O82-]
|
I - 1
|
Tiempo de
reacción
|
|
Sin catalizador (s)
|
Con catalizador (s)
|
||||
1
|
0.0018
|
0.036
|
0.036
|
21.9
|
7.7
|
2
|
0.0018
|
0.072
|
0.036
|
19.2
|
6.6
|
3
|
0.0018
|
0.036
|
0.072
|
10
|
6.4
|
4
|
0.0018
|
0.018
|
0.036
|
15.1
|
5.7
|
5
|
0.0018
|
0.036
|
0.018
|
12.2
|
5.3
|
Fuente. Laboratorio de Química
Experimental, ITESM, Campus Puebla.
De acuerdo con la ecuación de la velocidad de reacción v=
(∆[S2O32-])/∆t y la ley general de velocidad de reacción se
determinaron ordenes de reacción cercanos a uno.
Figura 2. Tubos con todas las soluciones.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Experimento
2.
Tabla 3. Velocidad de
reacción normal y con catalizador.
Ensayo
|
Velocidad de
reacción sin catalizador
(M/s)
|
Velocidad de
reacción catalizador
(M/s)
|
1
|
-0.0016
|
-0.0046
|
2
|
-0.0037
|
-0.0109
|
3
|
-0.0036
|
-0.0056
|
4
|
-0.0018
|
-0.0031
|
5
|
-0.0029
|
-0.0067
|
Fuente. Laboratorio
de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Figura 3. Tubos con todas las soluciones y el catalizador CuSO4.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
Discusión
Experimento
1.
La reacción química entre el persulfato de amonio y el ioduro de
potasio se dio de acuerdo a la siguiente ecuación:
(1) S2O82-
+2I- à 2SO42-
+ I2
Esta reacción es una reacción de
segundo orden debido a que el aumento en la concentración de los reactantes
aumenta la velocidad de la reacción de forma lineal.
La producción de yodo puede ser
monitoreado también al añadir el ion tiosulfato de acuerdo con la siguiente
ecuación:
(2) I2(ac)+S2O32-(ac)
à 2I -(ac) +
S4O62- (ac)
Posteriormente, se lleva a cabo
la siguiente reacción:
(3) I2(ac)
+ almidón à complejo azul.
La reacción 1 y 3 se dan de forma
lenta con respecto a la 2. De esta forma, al formarse I2 este reaccionó
inmediatamente con el ion tiosulfato hasta que este se agotó. Posteriormente la
concentración de I2 aumentó formándose el complejo café yodo-almidón, por lo
que la velocidad se observó en el cambio de incoloro a azul oscuro en la solución. (Ahluwalia, 2005)
Experimento
2.
La presencia de sulfato de cobre aumentó la velocidad de formación
de productos más no su concentración. Para concentraciones iniciales iguales de
reactivos, la presencia de catalizador aumento la velocidad de reacción en
un 287.5%.
K2/k1= -0.0046/[0.36][0.36] / -0.0016//[0.36][0.36] = 2.857
Cuestionario
1.
Defina
o explique.
a) Cinética. La cinética
química explica las velocidades de las reacciones químicas mediante expresiones
simples que nos permiten predecir la composición de una mezcla de una reacción
en cualquier momento, de igual manera se conocen los pasos por los cuales tiene
lugar la reacción.
Al estudiar la termodinámica, solo se considera el estado inicial y el
final de un proceso químico y se ignora lo que ocurre entre ellos. En la
cinética química interesan las etapas intermedias del proceso, los detalles de
los cambios en átomos y moléculas que tienen lugar en el curso de las reacciones. La información
de la cinética química nos permite formular modelos de sistemas complejos.
(Atkins & Jones. 2006)
b) Catalizador. Es una
sustancia que introducida en pequeñas cantidades origina una gran cambio en la
composición de un sistema reaccionante, aumenta la velocidad a la que una
reacción química se acerca al equilibrio sin intervenir permanentemente en la
reacción.
El catalizador puede estar en la misma fase que los reactantes, o no.
La función esencial del catalizador es suministrar un camino de reacción con
energía de activación de formación del complejo activado en superficie
considerablemente menor que la reacción no catalizada, lo cual comporta un
considerable aumento de la velocidad de reacción. (Izquierdo, 2004)
2.
Con respecto a la
reacción cuya cinética se estudia en este experimento:
a)
Escriba la ecuación
de la reacción
S2O82-
+2I- à 2SO42-
+ I2
b) Escriba una expresión para expresar la
velocidad de reacción
c) Escriba la expresión general de la ley
de velocidad de reacción
V =
K [S2O3]
m [I]n
3.
¿Cuál es el propósito de añadir una cantidad definida y constante de
ion tiosulfato S2O3 a la mezcla de la reacción en todos
los experimentos cinéticos?
El propósito
fundamental por el que el S2O3 se añade en una cantidad
definida y constante es porque es el reactivo en exceso, a pesar de que las
cantidades que se mezclan no guardan proporción alguna. Todo lo anterior
descrito por la ley de proporciones definidas, “cuando dos o más moléculas se combinan para formar el mismo compuesto,
lo hacen en siempre en proporciones de masas definidas y constantes” (Hill
& Kolb, 1999 )
4.
Calcule la velocidad
de reacción del ion S2O8 en cada reacción.
Tabla. Tiempo de reacción
a distintas concentraciones iniciales de reactivos.
Ensayo
|
[S2O32]
|
[S2O82]
|
[I-
]
|
Tiempo
de reacción
|
Velocidad
de reacción sin catalizador
|
Velocidad
de reacción catalizador
|
|
Sin
catalizador (s)
|
Con
catalizador (s)
|
||||||
1
|
0.0018
|
0.036
|
0.036
|
21.9
|
7.7
|
-0.0016M/s
|
-0.0046M/s
|
2
|
0.0018
|
0.072
|
0.036
|
19.2
|
6.6
|
-0.0037M/s
|
-0.0109M/s
|
3
|
0.0018
|
0.036
|
0.072
|
10
|
6.4
|
-0.0036M/s
|
-0.0056M/s
|
4
|
0.0018
|
0.018
|
0.036
|
15.1
|
5.7
|
-0.0018M/s
|
-0.0031M/s
|
5
|
0.0018
|
0.036
|
0.018
|
12.2
|
5.3
|
-0.0029M/s
|
-0.0067M/s
|
Fuente. Laboratorio
de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.
5.
Compara la
velocidad de dos experimentos apropiados para hallar el exponente de S2O8
en la ley de la velocidad de la reacción estudiada.
7.
Describa cuál fue el efecto de añadir CuSO4 como
catalizador al experimento 2.
El efecto del CuSO4 fue
de hacer más rápida la reacción ya que por ejemplo:
La reacción numero 1 paso de 0.0016M/s a 0.0046M/s, lo cual
provocó un cambio de reactivos a productos
287.5% más rápido. A pesar de hacer la reacción más rápida se obtiene la
misma cantidad de producto.
Conclusión
Los factores que afectan la velocidad
de reacción son temperatura, grado de división de los reactivos, naturaleza y concentración
de los reactivos y catalizadores. Esto se comprobó en los experimentos
llevados a cabo, por ello se midió la
temperatura del laboratorio y se jugó con las concentraciones y cantidades de
los reactivos presentes en cada tubo, así como tener la presencia de un
catalizador en el experimento dos. Es importante conocer estas variantes ya que
gracias a la velocidad de reacción se puede conocer que tan factible es que
ocurra una reacción y se debe conocer los factores para poder manipular la
velocidad dependiendo si se quiere aumentar o disminuir.
Bibliografía
Ahluwalia, V.; Dhingra, S. (2005) College
Practical Chemistry. Universities Press.
Atkins &
Jones. (2006). Principios de Química: Los caminos del descubrimiento. Panamericana.
3ra edición. Buenos Aires, Argentina.
Chang, R. (2010) Quimica, 10ª ed., Mc Graw
Hill. China.
Hill, John
& Kolb, Doris. (1999) Chemistry for
Changing Times. Prentice Hall. 8va edición. EUA.
Jose. Et al.
(2004) Cinética de las Reacciones
Químicas. Universidad de Barcelona. España.
