Cinética Química Y LEY DE Velocidad DE LA Reacción PDF

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Informe sobre ley de velocidad...

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CINÉTICA QUÍMICA Y LEY DE VELOCIDAD DE LA REACCIÓN UNIVERSIDAD DE LA SABANA. Laura Angélica Martínez Cañón; Paula Andrea Arenas Dangond

FECHA: 18/05/2018

1. Datos y análisis de resultados: Tabla 1: datos del grupo Reacción No.

Solución IO3- (mL)

Solución SO3-2 (mL)

Agua (mL)

Temp (°C)

Tiempo 1 (s)

1

10

10

80

20

16’38”95

2

20

10

70

20

07’14’’84

3

30

10

60

20

05’54’’36

4

20

20

60

20

03’24’76

5

20

30

50

20

02’08’’58

Tabla 2: datos generales Grupos No. experimento

1

3

4

5

6

7

1

16’38”95

12’20’’80

16´31´´37

12’03’’12

17’54’81

17’41’’88

2

07’14’’84

08’53’’14

06’25’’94

07’59’’38

07’02’’92

09’57’’88

3

05’54’’36

04’51’’57

05’24’’58

05’45’’11

06’23’’59

06’04’’92

4

03’24’76

03’19’44

02’47’’98

03´50´´22

02’52’’54

04’02’’38

5

02’08’’58

02’08’’57

02´04’’06

02’20’’05

01’53’’45

02’08’’92

2. Cálculos: Tabla 3: concentraciones No. experimento

[SO3-2] (M)

[IO3-] (M)

Tiempo (s)

1

1, 03 × 10 −3

2 × 10−3

917,899

2

1, 03 × 10 −3

4 × 10−3

475,069

3

1, 03 × 10 −3

6 × 10−3

343,552

4

2, 06 × 10 −3

4 × 10−3

202,388

5

3, 09 × 10 −3

4 × 10−3

126,877

Para el tiempo reportado en la tabla 3, se tomaron los datos de la tabla dos, se pasaron a segundos y se hizo un promedio por cada experimento. ● Cálculos correspondientes a tabla 3: Concentración de ion yodato: 0, 02

mol KIO3 L sln inicial

1×10−4 mol KIO3 0,05 L sln 2

· 5 × 10−3L sln inicial = 1 × 10−4 mol KIO3 = 2 × 10−3 M

Concentración de ion sulfito: 1, 3 g N a2 SO3 × 0 , 0 103

mol N a SO3 2 L sln inicial

1 mol N a2 SO3 126 g Na2 SO3

mol N a SO

3 2 = 0, 0103 L sln inicial

· 5 × 1 0−3L sln inicial = 5, 15 × 10−5mol N a2SO 3

5,15×10−5 mol N a2 SO3 0,05 L sln 2

= 1, 03 × 10−3 M

Gráfica 1: concentración de ion yodato en función del tiempo

Gráfica 2: inverso de la concentración de ion yodato en función del tiempo

Gráfica 3: Logaritmo natural de la concentración de ion yodato en función del tiempo

● Expresión que muestra cómo varía la velocidad de reacción en función de la concentración de Yodato: V α [IO3−] Vemos que la velocidad es directamente proporcional a la concentración de ión yodato, ya que observando la tabla 2, vemos que al dejar constante la concentración de ion sulfito, a medida que aumenta la concentración de I O 3− , el tiempo de reacción disminuye. Gráfica 4: concentración de ion sulfito en función del tiempo

Gráfica 5: inverso de la concentración de ion sulfito en función del tiempo

Gráfica 6: logaritmo natural de la concentración de ion sulfito en función del tiempo

● Orden de reacción para el ion yodato: 1 V = t V2 V1 V2 V1

=

y K·[IO−3 ]x ·[SO−2 3 ] − x −2 y K·[IO 3 ] ·[SO3 ]

=

[IO −3 ] x − x [IO 3 ]

⇒

1÷475,069 1÷917,899

1, 93 = 2x ln(1, 93) = xln(2) ln(1,93)

x = ln(2) −3 x

=

[4×10 ]

−3 x

[2×10 ]

= 0, 95

● Orden de reacción para el ion sulfito: 1 V = t V5 V4 V5 V4

= =

● Ley de velocidad: 1,16 V = k · [IO3−] 0,95 · [SO −2 3 ]

K·[IO−3 ]x ·[SO−2 3 ] − x −2 K·[IO 3 ] ·[SO3 ] y [SO−2 3 ] −2 y [SO3 ]

⇒

● Constante de velocidad:

1÷126,877 1÷202,388

=

[3,09×10−3 ]y −3 y

[2,06×10 ]

1, 59 = 1, 5y ln(1, 60) = y ln(1, 5) ln(1,59)

y = ln(1,5) = 1, 16

k=

V y [IO −3 ] x·[SO −2 3 ]

k=

1 ÷ 917,899 [2×10−3 ]0,95 •[1,03×10−3 ]1,16

k = 1165, 02

ANÁLISIS DE RESULTADOS: En la práctica de laboratorio se llevaron a cabo varios experimentos con el propósito de medir el tiempo que tardaba en darse una reacción dependiendo de las concentraciones de los reactivos (SO3 -2 y IO3-). La reacción era la siguiente: − I O −3 (ac) + 3SO 3−2(ac) → I (ac) + 3SO −2 4 (ac)

El objetivo de la práctica era hallar los órdenes de reacción y por consiguiente la ley de velocidad que describe el proceso. Para hacer todo esto, en principio era necesario conocer las velocidades a las cuales se llevaban las reacciones, para esto se determinó que la velocidad sería igual al inversa del tiempo, porque en principio se tiene que el método matemático para deducir órdenes de reacción está basado en una comparación entre la magnitud de la velocidad y la magnitud del cambio de la concentración entre dos experimentos, entonces se tiene que: V = Ms Δ[produtos] Δt

=

Concentración final − concentración inicial tiempo f inal − tiempo inicial

Donde, el tiempo inicial se considera como cero porque fue cuando se inició con la reacción, o sea cuando se accionó el cronómetro para que empezara a funcionar y el tiempo final es el tiempo medido por el cronómetro al darse el cambio de color, finalmente el Δt es igual al tiempo medido por el cronómetro. Se utiliza la relación con los productos porque al darse dicho cambio de color, no se midió la concentración de los reactivos, pero lo que sí se sabe es que la concentración inicial de los productos fue cero, así que la velocidad se reduce a la concentración final de producto sobre tiempo. Ahora bien, teniendo en cuenta que la idea de la práctica era detener el cronómetro

cuando se observara la misma tonalidad de azul en todos los experimentos, se puede concluir que la concentración final de los productos era una constante, por tanto puede tomar cualquier valor sin afectar la magnitud del cambio a la hora de hallar los órdenes de reacción, así que por comodidad a esta concentración se le dio un valor de 1, convirtiendo de esta manera a la velocidad como la inversa del tiempo. Cabe aclarar que esta expresión es una medida de la velocidad, mas nó la velocidad real, pero como se dijo anteriormente, esto no va a afectar la magnitud del cambio porque el cociente siempre va a ser el mismo. Con la velocidad definida por esta expresión, fue posible calcular los órdenes de reacción para los dos reactivos por medio del método matemático y por consiguiente fue posible determinar la ley de velocidad. Viendo los resultados obtenidos para los órdenes de reacción, es evidente que en teoría estos no deberían coincidir con los métodos gráficos, ya que estos sólo son para casos específicos, las gráficas 1 y 4 son para casos de orden 0, las gráficas 2 y 5 para casos de orden 2 y las gráficas 3 y 6 para casos de orden 1. No obstante, vemos que según las gráficas, el orden de reacción para ambos reactivos debería ser 2 ya que son las gráficas con mayor tendencia lineal, pero hay que tener en cuenta que el método gráfico no es tan exacto, puesto que en este sólo se tienen en cuenta tres puntos, y tres puntos en el plano pueden formar cualquier cosa, como una recta, pero tal vez los demás datos sean los que muestren la verdadera tendencia de la función, adicional a eso, según lo visto en la teoría, la pendiente de la recta del método gráfico viene siendo la constante de velocidad, pero analizando más a fondo entendemos que esa k, sería una constante aparente asociada a cada reactivo, porque este método solo tiene en cuenta a un reactivo y hay que entender que al ser k una constante, debe ser la misma para todos, por consiguiente la constante de velocidad verdadera para el sistema debe ser aquella que se pueda calcular a partir de la ley de velocidad, o sea la obtenida por medio del método matemático. Como prueba de esto podemos observar también que las constantes arrojadas por las gráficas difieren muchísimo de la k calculada por el otro método.

CUESTIONARIO: Al considerar la reacción A + B →  C y observar que al dejar la concentración de B constante y aumentar la concentración del reactivo A, el tiempo de aparición de C no varía, es decir, la velocidad a la que se lleva a cabo la reacción no presenta ningún cambio, se puede deducir que la reacción es de orden cero con respecto al reactivo A ya que, como se menciona en el libro “Química” de Raymond Chang, si cambio la concentración de un reactivo manteniendo la otra constante y la velocidad no varía, ésta es de orden cero puesto que la rapidez de una reacción de orden cero es una constante siendo ésta independiente de la concentración que tome el reactivo. De forma complementaria, como se menciona en el libro “Química, la ciencia central” de Brown, en una reacción de orden cero con respecto a un reactivo, la velocidad es

proporcional a la concentración del reactivo elevado a la potencia cero, y como todo valor elevado a la cero potencia es igual a uno, la velocidad de la reacción es constante, lo cual indica que la rapidez a la que se efectúa la reacción es completamente independiente de la variación de la concentración de este reactivo.

Por otro lado, como es conocido en base a la teoría, la temperatura influye en las velocidades de reacción ya que la rapidez a la que se llevan a cabo la reacción química aumenta con respecto a la temperatura. Al moverse con mayor rapidez debido al incremento en la energía interna por transferencia de calor, las moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que genera velocidades mayores. Esto se explica a partir de la teoría de las colisiones en la cinética química ya que a nivel molecular, las velocidades de reacción dependen de las colisiones entre moléculas donde cuanto mayor es la frecuencia de colisión, tanto más grande es la velocidad de reacción. Es por esto que en primera instancia, se puede esperar una disminución en el tiempo para que se lleve a cabo la reacción ya que la velocidad de ésta aumentará. De forma análoga, se supone que para que ocurra una reacción las moléculas que chocan deben tener energía cinética total igual o mayor que la energía de activación, que es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Se puede pensar en la energía de activación como una barrera que evita que reaccionen las moléculas menos energéticas, en general, sólo una pequeña fracción de las moléculas que chocan, las que se mueven más rápido, tienen suficiente energía cinética como para superar la energía de activación, y así mismo, romper los enlaces de los otros reactivos para formar los productos y no solamente “rebotar” unas moléculas con otras sin reaccionar. Es decir, si la Energía de la colisión < Ea, las moléculas de reactivos no pueden sobrepasar la barrera impuesta por la energía de activación y simplemente rebotan, mientras que si la Energía de la colisión ≥ Ea, los reactivos serán capaces de superar ésta barrera y convertirse en productos. es decir, al aumentar la temperatura, aumento la energía cinética de las moléculas generando así que una mayor fracción de las partículas sobrepasen la “barrera” de la energía de activación y puedan formar nuevos enlaces generando los productos. En resumen, al incrementar la temperatura a la que se lleve a cabo la reacción experimentalmente, se esperaría un aumento en la velocidad de la reacción debido a los factores mencionados previamente, y por ende, se esperaría una disminución en los tiempos medidos. De igual importancia, si se pretendiera demorar el tiempo de aparición de la coloración a partir del mismo sistema trabajado en el laboratorio, es decir, demorar la velocidad a la que se efectúa la reacción química, sin cambiar o alterar de alguna forma los volúmenes adicionados, se podría jugar con las concentraciones de los reactivos ya que como se menciona en el libro “Química, la ciencia central” de Theodore L. Brown, casi todas las

reacciones químicas se llevan a cabo con mayor rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos, dado que a medida que la concentración aumenta, la frecuencia de colisión de las moléculas aumenta, y esto origina velocidades mayores porque es más probable el choque entre dos moléculas de los reactivos, con lo que aumenta la probabilidad de que se lleve a cabo la reacción. Es decir, al aumentar la concentración de los reactivos, se está disminuyendo el volumen en que se encuentran todas las moléculas; por tanto, cuentan con menos espacio para moverse y así aumenta la probabilidad de choques efectivos entre las moléculas. De la misma manera ocurre en el sentido contrario, si disminuyo la concentración de los reactivos se puede hacer demorar el tiempo de aparición de la coloración, ya que al haber menos cantidad de moléculas, habrá más espacio entre ellas por lo que va a ser más difícil que las moléculas de los reactivos interactúen entre sí y lleven a cabo la reacción química, es decir, se disminuye la velocidad de la reacción y se aumenta el tiempo en el que se lleva a cabo la misma. Cabe mencionar que el efecto que tiene la concentración sobre la velocidad de la reacción depende también de los órdenes de reacción de los reactivos puesto que si el orden es uno con respecto a un reactivo y doblo la concentración de éste, la velocidad aumentará el doble también, es decir, el efecto es el mismo, sin embargo la magnitud del cambio se ve influenciada por los órdenes de reacción siempre y cuando éstos no sean de orden cero porque como se explicó anteriormente, en este caso, la velocidad es independiente a la concentración.

Por último, si se supone que la reacción trabajada en la práctica de laboratorio depende sólo de la concentración del yodato (IO3−) y que su orden de reacción es 1, y se desea calcular la energía de activación de ésta reacción experimentalmente se podría hacer en base a la ecuación de Arrhenius:

realizando la reacción a dos temperaturas diferentes, lo cual arrojaría también dos valores diferentes de la constante de velocidad k, entonces, reemplazando en la ecuación se podría despejar la energía de activación conociendo así su valor donde a una temperatura T dada se le atribuye cu constante k y para una segunda temperatura T´ se le atribuye su constante de velocidad k´ . Otro método alternativo, muy similar al explicado anteriormente, para determinar la energía de activación de una reacción consistiría en realizar el experimento a diversas temperaturas calculando a su vez el valor asociado de la constante a esa temperatura específica, y con ayuda de herramientas como la calculadora o el programa Microsoft Excel, realizar la regresión lineal de los valores y la gráfica correspondiente donde el eje x sería el inverso de la

temperatura (1/T) y el eje y sería ln(k). A partir de esta regresión lineal, se puede determinar el valor de la pendiente asociada a esos valores la cual corresponde en la ecuación a la energía de activación sobre R universal (8,314 J/mol*K), entonces, despejando la energía de activación quedaría: E a = p endiente * R En resumen, la mejor manera de calcular la energía de activación experimentalmente consiste en realizar el experimento a diferentes temperaturas, donde si deseo utilizar la ecuación de Arrhenius a través de un reemplazo directo, bastaría con dos temperaturas diferentes junto con sus valore asociados de k, o si deseo realizarlo a través de la regresión lineal, que de igual forma se fundamenta en la ecuación de Arrhenius, sería necesario más valores de temperatura para una mejor precisión al momento de hallar el valor de la energía de activación correspondiente a esa reacción.

CONCLUSIONES: A partir del análisis realizado previamente, se puede concluir que la concentración de los reactivos en una reacción química es directamente proporcional a la velocidad a la que ésta se lleva a cabo e indirectamente proporcional a los tiempos de reacción medidos. Esto aplica para órdenes de reacción diferentes a cero ya que en este caso, la rapidez es independiente a la concentración de los reactivos. Adicionalmente se puede concluir que la temperatura tiene un efecto directo sobre la velocidad de la reacción y a su vez, el tiempo medido ya que en base a la teoría de las colisiones en cinética química, específicamente una relación directamente proporcional ya que a mayor temperatura, mayores colisiones entre las moléculas, y mayor velocidad de reacción. Para calcular los órdenes de reacción de un proceso, es importante tener la ley de velocidad, ya que es esta la que nos permite hallar dichos órdenes. El método gráfico también es útil, solo tiene el problema de limitarse a casos muy particulares, en cambio la ley de velocidad no. Se puede concluir que a partir de ésta práctica de laboratorio, lo lograron cumplir satisfactoriamente los objetivos propuestos para ésta ya que se pudo comprobar y analizar de forma experimental la influencia de la concentración de los reactivos en la velocidad de la reacción y así mismo la influencia en los tiempos medidos con respecto a los órdenes de reacción.

BIBLIOGRAFÍA: -

Raymond, C. (2010). “Química”. Décima edición. Editorial Mc Graw Hill. México. Capítulo 13: páginas 558-560, 565, 569,583.

-

Brown, LeMay, Bursten. (2004). “Química, la ciencia central”. Novena edición. Editorial Pearson. Prentice Hall. Capítulo 14: páginas 525, 544,537, 530, 550....