Memoria de la práctica de constantes de velocidad y órdenes de reacción. PDF

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Las notas de todas las prácticas que subo andan alrededor del 8, 8 y pico....

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PRÁCTICA 3: DETERMINACIÓN DE ÓRDENES DE REACCIÓN Y CONSTANTES DE VELOCIDAD Química Física. 1º de Grado en Bioquímica Universidad de Córdoba Carlos Navarro Laguna y Patricia Pacheco Ruiz (31/05/2018)

1. Objetivos El objetivo de esta práctica es estudiar cómo influye la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción y determinar el orden de reacción con respecto al yodato (IO3 -) en la reacción rédox con el bisulfito (HSO3 -). IO3- + HSO3- + H+ → I2 + H2O + HSO4El iodo elemental que se libera origina un color intenso en la disolución en presencia de almidón. La aparición del color azul tiene lugar cuando se ha formado cierta cantidad de iodo y, en consecuencia, el tiempo invertido desde la mezcla de las disoluciones de los reactivos hasta la aparición del color azul, es una medida de la velocidad de la reacción. Es evidente que el tiempo invertido y la velocidad de la reacción son magnitudes inversas.

2. Fundamento teórico La Termodinámica no explica nada acerca de la velocidad con que ocurren los procesos espontáneos o con la que se alcanza el equilibrio químico. La rama de la Química que estudia las velocidades de las reacciones se llama Cinética Química. Para una reacción genérica:

aA + bB  pP + qQ Se define velocidad de reacción promedio como: 𝒗= −

𝟏 (𝐐) 𝟏 (𝐏) 𝟏 (𝐁) 𝟏 (𝐀) = = =− 𝒒 𝐭 𝒑 𝐭 𝒃 𝐭 𝒂 𝐭

Por otra parte, es posible plantear una ley cinética puramente empírica que permite relacionar la velocidad de reacción con las concentraciones en la forma: 𝒗 = 𝒌(𝑨)𝒏 (𝑩)𝒎 … donde k es la denominada constante de velocidad y n y m son los órdenes parciales de reacción y deben determinarse experimentalmente: No tienen porqué coincidir con los coeficientes estequiométricos de la reacción. Si igualamos ambas ecuaciones:

1

𝒗= −

𝟏 (𝐀) = 𝒌(𝑨)𝒏 (𝑩)𝒎 … 𝒂 𝐭

3. Experimental 3.1.

Material

Para llevar a cabo esta práctica, se han utilizado: -Como reactivos: NaHSO3 y KIO3. -Como indicador: Almidón. -Como material de laboratorio: una balanza común, un cronómetro, vasos de precipitados, matraces, buretas, erlenmeyers y pipetas.

3.2.

Procedimiento

-

Preparación de las disoluciones:



250 mL de KIO3 0.075 M

Cálculos previos: 0.075 𝑀 =

𝑛 → 𝑛 = 0.01875 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝐾𝐼𝑂₃ 0.25 𝐿

Como Mr = 214 g/mol → 0.01875 moles KIO3 ·

214𝑔 1𝑚𝑜𝑙

= 4.0125 g KIO3

Se añadieron 4.0125g de KIO3 en un vaso de precipitados y se añadió un poco de agua. Como se observó que su solubilidad en agua era muy baja y no se disolvía en su totalidad, se añadió más agua, y se siguió removiendo hasta que se disolvió completamente. Por último, la mezcla fue vertida a un matraz aforado, donde se añadió agua hasta enrasar. 

100 mL de NaHSO3 por dilución de una disolución madre 0.5 M

Cálculos previos: 0.025 𝑀 =

𝑛 → 𝑛 = 0.0025 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝐻𝑆𝑂₃ 0.1 𝐿

Como partimos de una disolución madre 0.5 M, calculo el volumen que necesito para preparar la disolución 0.025 M: 0.5 𝑀 =

0.0025 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 → 𝑉 = 𝟓 𝒎𝑳 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑯𝑺𝑶₃ 𝑉

Se añadieron 5 mL de NaHSO3 en un vaso de precipitados, se añadió un poco de agua, se removió y la mezcla fue vertida a un matraz aforado, donde se añadió agua hasta enrasar.

-Desarrollo de la práctica

2

En primer lugar, se efectuaron una serie de experimentos a temperatura ambiente en los que se determinó el tiempo de reacción necesario para consumir completamente la concentración de ion bisulfito a distintas concentraciones iniciales de KIO3. Los distintos sistemas se prepararon mezclando: Agua destilada KIO3 (aq) NaHSO3 (aq) Disolución de almidón al 1%

   

de acuerdo a la siguiente tabla:

Sistema

mL agua

A B C D

35 40 45 50

mL KIO3 0.075 M 25 20 15 10

mL NaHSO3 0.025 M 5 5 5 5

mL almidón 5 5 5 5

Este experimento se llevó a cabo siguiendo las instrucciones de protocolo, y para cada reacción se llevaron a cabo tres ensayos. En cada una de las reacciones se usó un cronómetro para medir el tiempo que las reacciones tardaban en transcurrir. Cuando reacciona todo el bisulfito, que es el reactivo limitante, el NaHSO3 sobrante forma un complejo con el almidón que tiene un color azul oscuro, indicador de que la reacción ha terminado.

4. Tratamiento de datos y presentación de resultados Los tiempos obtenidos en el experimento fueron: Sistema A B C D

t1 (s) 25 33 38 70

t2 (s) 29 33 43 73

t3 (s) 24 34 47 75

tpromedio (s) 26 33.34 42.7 72.7

Con estos valores, se calcularon una serie de parámetros que se necesitarán más adelante para calcular el orden de reacción:

Sistema A B C D

tpromedio (s) 26 33,34 42,7 72,7

[KIO3]i (M) 2,679·10-2 2,143·10-2 1,607·10-2 1,071·10-2

Δ[KIO3]i (M) 2,608·10-2 2,072·10-2 1,536·10-2 9,996·10-3

vi (M/s) 1,003·10-3 6,215·10-4 2,467·10-4 1,375·10-4

Log(vi) Log[KIO3]i -2,999 -3,207 -3,608 -3,862

-1,572 -1,669 -1,794 -1,970

3

Para calcular el orden de reacción de nuestra expresión de velocidad utilizamos el método de las velocidades iniciales para expresar la velocidad promedio de desaparición del yodato: 𝒗= −

(𝐊𝐈𝐎𝟑) = 𝒌(𝐊𝐈𝐎𝟑)𝒏 𝐭

A partir de esta ecuación podemos calcular “n” para el cual es necesario linealizarla: log(vi) = logK + n·log(KIO3) Representando gráficamente log(vi) frente a log(KIO3), se obtiene la siguiente gráfica

En base a la representación gráfica, concluimos que la pendiente de nuestra recta, “n”, que se corresponde con el orden de reacción, es 2,2321. Por tanto, concluimos que es de orden 2. Con la misma representación gráfica, a partir del término independiente de nuestra ecuación lineal, logK, se obtuvo la constante de velocidad de reacción (k) que

es 3,09

𝑳 𝒎𝒐𝒍·𝒔

4

5...