jueves, 28 de febrero de 2013

Práctica 11


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][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.


 6.      Utiliza la ley de velocidad y los datos de uno de los experimentos para calcular el valor de la constante de velocidad (k).


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.








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