Practica #3

Área de Tecnología, Programa de Ingeniería

Laboratorio de Fisicoquímica,

Resumen.
En la práctica de evaluación de la cinética de una reacción química se requiere observar, a través de la oxidación de una solución neutra de yoduro por persulfato, la influencia que ejerce la concentración de los reactivos, así como también la temperatura en la velocidad de reacción y determinar la constante cinética, orden de reacción y energía de activación a partir de los datos experimentales. Tanto la influencia de la concentración como la de la temperatura se pudieron observar durante la ejecución de la práctica, ya que a mayor concentración se verificó que la velocidad de reacción es mayor y lo mismo ocurrió con la temperatura. Sin embrago, para la determinación de los demás parámetros, fue necesaria la ejecución de una serie de cálculos y gráficos, a través de los cuales se determinó que la reacción es de segundo orden (mediante la comparación de los gráficos Ln[S2O8] Vs t y 1/[ S2O8] Vs t), por lo que se verificó que lapendiente m es igual a la constante cinética K. Por otro lado, para la determinación de la energía de activación, también fue necesaria la realización de una gráfica (Log[S2O8] Vs 1/T) cuya pendiente si iguala a Ea/(2.3R) y de esta ecuación se despejó la energía de activación.

Introducción.
La cinética química es el estudio de la velocidad con la que transcurre una reacción química y cómo ésta depende de factores tales como concentración, temperatura, catalizadores o la naturaleza de los reactivos, y a través de esta información determinar los mecanismos de reacción.
La velocidad de reacción química, es aquella que escribe la rapidez de formación de un producto o desaparición de un reactivo en un intervalo de tiempo. Y se ve afectada por diversos factores. Para el caso de la práctica se observa el efecto de la temperatura y la concentración en la velocidad de una reacción de oxidación de una solución neutra de yoduro por persulfato, y a partir de los datos que se obtengan experimentalmente, calcular la constante cinética de reacción, el orden de reacción y la energía de activación.
Teóricamente, se conoce que al aumentar la temperatura, la rapidez de la mayoría de las reacciones químicas aumenta, ya que se incrementa el desorden de las partículas de las sustancias reaccionantes, y se eleva el número de colisiones efectivas entre partículas, permitiéndoles reaccionas. Por otra parte, el efecto de laconcentración es similar, ya que al aumentar la concentración de los reactivos, la velocidad de reacción aumenta debido a un incremento en la frecuencia de colisiones.
A través de las concentraciones, es posible determinar el orden de la reacción, así como también la constante cinética.
El orden de una reacción está definido como la influencia que tendrá la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción. Ésta se determina de forma experimental. Para el casco de la práctica, la reacción es de segundo orden, y se determinó de forma experimental a través de la representación gráfica del inverso de las concentraciones y la temperatura.
Una vez definido el orden de la reacción, es posible determinar la constante cinética que representa la constante de velocidad de reacción, y se define, para reacciones de segundo orden como la pendiente de la gráfica anteriormente nombrada.
Una vez determinado el orden de reacción y la constante, se realiza una gráfica (LogK Vs 1/T), cuya pendiente será empleada para determinar la energía de activación de la reacción.
Cabe destacar que la información obtenida sobre la cinética tiene su proyección en el diseño de reactores químicos, la determinación de mecanismos de reacción y optimización de vías sintéticas o la modelación de procesos de relevancia medioambiental o industrial.

Método Experimental.

Influencia de la concentración en la velocidad de reacción.Determinación de la constante cinética y el orden de reacción.
Parte A: Reacción de KI (0.20 Mol/L), K2S2O8 (0.10 Mol/L) y Na2S2O3 (0.0098Mol/L).
Con una pipeta aforada se tomaron 5ml de K2S2O8 (0.10 Mol/L) y se colocaron en un erlenmeyer.
Con una pipeta aforada se tomaron 5ml de KI (0.20 Mol/L) y se colocaron en un erlenmeyer.
Se mezclaron las soluciones con un agitador y se tomó el tiempo hasta que prevaleció en la mezcla una coloración pardo –rojiza intensa, en este momento se detuvo el cronómetro.
Con una pipeta aforada se tomaron 2.5ml de la mezcla anterior, y se colocaron en un erlenmeyer previamente sumergido en hielo y agua.
Se tituló de inmediato la mezcla con Na2S2O3 y se agregaron 3 gotas de almidón cerca del punto final.
Se tomaron 2 muestras mas de la mezcla original, a intervalos de 5 minutos y se repitió el procedimiento anterior.
Se tomó y registró la temperatura ambiente.
Parte B: Reacción de KI (0.10 Mol/L), K2S2O8 (0.05 Mol/L) y Na2S2O3 (0.0098Mol/L).
Se repitieron los mismos pasos explicados en la parte A pero con las concentraciones indicadas.
Las muestras de la mezcla original se tomaron a intervalos de 10 minutos.

2.2 Influencia de la Temperatura en la velocidad de reacción. Determinación de la energía de activación.
Parte A: 5sC
Los pasos a y b establecidos para la parte A del experimento 2.1 se repitieron exactamente iguales.
Se colocaron ambos erlenmeyer sinmezclarlos en una cava que contenía hielo, y se sumergieron en hielo hasta la altura del cuello del matraz aproximadamente.
La cava se cerró y se chequearon constantemente las temperaturas de ambos líquidos hasta que alcanzaron, de forma individual, una temperatura de 5sC. En este punto se agregó el KI sobre el K2S2O8 y se repitió el procedimiento explicado para la parte A, pero tomando las muestras en intervalos de 10 minutos. La mezcla de reacción permaneció en todo momento dentro de la cava.
Parte B: 50sC.
Los pasos a y b establecidos para la parte A del experimento 2.1 se repitieron exactamente iguales.
Se colocaron ambos erlenmeyer sin mezclarlos en un baño termostático previamente calibrado a una temperatura de 50sC por espacios de 10 nminutos.
Se chequeó constantemente las temperaturas de ambos líquidos, y una vez alcanzada en forma individual la temperatura de 50sC, se agregó el KI sobre el K2S2O8 y se repitió el procedimiento explicado para la parte A, pero tomando las muestras a intervalos de 10 minutos. La mezcla de reacción permaneció en todo momento dentro del baño termostático.

Resultados Experimentales.
Experiencia 1
Parte A
Tabla 3.1. Resultados experimentales.
T (min) Vgastado Na2S2O3
0 2
5 4,1
10 5

Tabla 3.2. Número de Moles.
nS2O3 nI2 S2O8
0,000025 0,000013 0,0051
0,000040 0,000020 0,0080
0,000049 0,000025 0,0098

Tabla 3.3 Parámetros para gráfico de primer orden.Para 1er Orden
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] Ln(S2O8) t(min)
0,0051 0,0949 -2,3549 0
0,0080 0,0869 -2,4434 5
0,0098 0,0771 -2,5631 10

Tabla 3.4 Parámetros para gráfico de segundo orden.
Para 2do Orden
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] 1/[S2O8] t(min)
0,0051 0,0949 10,5370 0
0,0080 0,0869 11,5117 5
0,0098 0,0771 12,9756 10

Tabla 3.5 Velocidad de reacción.
V
0
0,0205
0,0182

Gráfico 3.1. Primer Orden.

Gráfico 3.2. Segundo Orden.

Parte B
Tabla 3.6 Resultados experimentales.
t(min) Vgastado Na2S2O3
0 1,9
10 3,2
20 3,5

Tabla 3.7 Número de Moles.
nS2O3 nI2 S2O8
1,86E-05 9,31E-06 3,72E-03
3,14E-05 1,57E-05 6,27E-03
3,43E-05 1,72E-05 6,86E-03

Tabla 3.8 Parámetros para gráfico de primer orden.
Para 1er Orden
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] Ln(S2O8) t(min)
0,0037 0,0463 -3,0731 0
0,0063 0,0400 -3,2188 10
0,0069 0,0331 -3,4069 20

Tabla 3.9 Parámetros para gráfico de segundo orden.
Para 2do Orden
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] 1/[S2O8] t(min)
0,0037 0,0463 21,6095 0
0,0063 0,0400 24,9975 10
0,0069 0,0331 30,1714 20

Tabla 3.10 Velocidad de reacción.
V
3,30E-03
2,85E-03
2,36E-03

Gráfico 3.3. Primer Orden.

Gráfico 3.4. Segundo Orden.

Experiencia 2
Parte A: 5sC
Tabla3.11 Resultados experimentales.
t(min) Vgastado Na2S2O3
0 1,5
10 2
20 2,6

Tabla 3.12 Número de Moles.
nS2O3 nI2 S2O8
1,47E-05 7,35E-06 0,00294
1,96E-05 9,80E-06 0,00392
2,55E-05 1,27E-05 0,005096

Tabla 3.13Parámetros para gráfico de segundo orden.
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] 1/[S2O8] t(min)
0,0029 0,0971 10,3029 0
0,0039 0,0931 10,7365 10
0,0051 0,0880 11,3580 20

Tabla 3.14 Velocidad de reacción.
V
0
0,0150
0,0142
Gráfico 3.5. Segundo Orden.

Parte B: 50sC
Tabla3.15 Resultados experimentales.
t(min) Vgastado Na2S2O3
0 2,6
10 8
20 9

Tabla 3.16 Número de Moles.
nS2O3 nI2 S2O8
2,55E-05 1,27E-05 0,005096
7,84E-05 3,92E-05 0,01568
8,82E-05 4,41E-05 0,01764

Tabla 3.17 Parámetros para gráfico de segundo orden.
S2O8 [S2O8]o-[S2O8] 1/[S2O8] t(min)
0,0051 0,0949 10,5370 0
0,0157 0,0792 12,6224 10
0,0176 0,0616 16,2380 20

Tabla 3.18 Velocidad de reacción.
V
0
0,0951
0,0739

Gráfico 3.6 Segundo Orden.

Tabla 3.19 Parámetros para gráfico de Dependencia de la temperatura
T °C m=K 1/T Log(k)
5 0,052752598 0,00359518 -1,27775614
25 0,243859039 0,00335402 -0,71007442
50 0,285051011 0,00309454 -0,54507741

Tabla 3.19 Cálculo de la Energía de activación.
M Ea
-1463 28021,2983

Gráfico 3.7. Influencia de la Temperatura.


Análisis de Resultados.
Al ejecutar los procedimientos correspondientes a la práctica ns3 de laboratorio fue posible observar la influencia de las concentraciones y de la temperatura en la velocidad de una reacción de oxidación de una solución neutra de yoduro por persulfato.

De esta forma al finalizar con tales procedimientos, se procedió a laelaboración de los respectivos diagramas, correspondientes al sistema en estudio, determinando así lo siguiente
El orden de reacción del sistema es de segundo orden, a las diferentes concentraciones de las definidas para las dos partes de la primera experiencia, debido a que las concentraciones del analito arrojan un mejor comportamiento lineal con base a la ecuación de velocidad de segundo orden.

De esta forma, es posible visualizar la influencia de la variación en la concentración de los reactivos en una reacción, ya que estos se encargarán de acelerar o retardar a la misma, a causa de las distintas colisiones originadas a nivel inter - molecular en las especies reaccionantes.

Con respecto a la determinación de la energía de activación se utilizó la ecuación de Arrenhius porque toma en consideración y refleja así mismo la dependencia de la velocidad de reacción con respecto al cambio de temperatura.

Para poder aplicar la ecuación antes mencionada, es necesario conocer la constante de velocidad a diferentes valores de temperaturas, siendo estas constantes directamente proporcionales a la temperatura, y por ende al aumentar y reducir esta última la velocidad se verá afectada, y de esta manera utilizando el método gráfico, obtener así el valor de la energía de activación a través del cálculo de la pendiente.

Pudo corroborarse como gran parte de los procedimientos realizados fueron efectuadosde forma correcta, siendo esto verificable al observar los resultados obtenidos, los cuales se encuentran dentro de los parámetros deseados.

Conclusiones.
Una vez desarrollada y ejecutados todos los procedimientos prácticos y analíticos correspondientes a la práctica ns3 se logró cumplir con los objetivos inicialmente planteados, de tal forma que
Se demostró la influencia de la concentración de los reactivos y de la temperatura en la velocidad de reacción, siendo ambos directamente proporcional al mismo.

Utilizando el método gráfico, para representar los datos experimentales obtenidos, se determinó el valor de la constante cinética y de la energía de activación, así como también se demostró el orden de reacción del sistema en estudio, debido a su comportamiento lineal en base a las ecuaciones de velocidad.

Recomendaciones.
Para efectos de esta práctica se recomienda mantener las soluciones de yodo debidamente tapadas, a fin de evitar la descomposición de yoduro con el oxígeno del aire, y el consecuente aumento de la concentración de yodo en la solución.

El indicador a utilizar (almidón) debe adicionarse cerca del punto final de la titulación, cuando ya se haya consumido gran parte del yodo presente a fin de evitar su descomposición irreversible.

Se recomienda adquirir más práctica y destreza en el manejo de los distintos equipos e instrumentos de laboratorio, así como experiencia en losprocedimientos rutinarios: titular, trasvase de sustancias y toma de alícuotas, de modo que se obtengan mejores resultados en prácticas venideras.

Con respecto a la ejecución de esta práctica, es recomendable efectuar con rapidez los procedimientos de valoración y trasvase de las soluciones, ya que los compuestos manejados conllevan a riesgos en la salud de los ejecutantes de la práctica, así mismo contar con la protección y medidas de seguridad adecuadas para evitar estos posibles accidentes y riesgos a la salud.

Apéndice.
Experiencia 1.
Parte A: Reacción de KI (0.20 Mol/L), K2S2O8 (0.10 Mol/L) y Na2S2O3 (0.0098Mol/L).
Para un tiempo de 0minutos y 2.6 ml gastados de Na2S2O3
-Cálculo de moles de S2O3-:
Na2S2O3 2Na+ + 2S2O3-
nS2O3-= [Na2S2O3]*V Na2S2O3 gastado
nS2O3-= 0.01Mol/L * 2.6ml /1000ml= 0.000025Mol
-Cálculo de moles de I2:
I2 + 2S2O3- 2I- + S4O6-
nI2= (1Mol I_2)/(2 Mol S_2 a€–O_3a€—^- )*0.000025 Mola€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
nI2=0.000013Mol a€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
-Cálculo de moles de S2O8-:
nI2= nS2O8-
[S2O8-]= (moles de S_2 a€–O_8a€—^-)/Volumen= 0.000013Mol/0.0025L
[S2O8-]= 0.0051M
-Parámetros para gráfico de 1er Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.10M
[S2O8-]= 0.00372M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.0949M
Ln(0.0949)= -2.35
-Parámetros para gráfico de 2ndo Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.10M
[S2O8-]= 0.00372M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.0949M
1/(0.0949) = 10.537
-Deducción de K:
m= (Y_2-Y_1)/(X_2-X_1)= 0.195
-Orden de reacción: 2
-Cálculo de Velocidad de Reacción:
V= 0.0949/4.24= 0.022 Mol/(L*min)
Parte B: Reacción de KI (0.10 Mol/L), K2S2O8 (0.05 Mol/L) y Na2S2O3 (0.0098Mol/L).
Para un tiempo de 0minutos y 1.9 ml gastados de Na2S2O3
-Cálculo de moles de S2O3-:
Na2S2O3 2Na+ + 2S2O3-
nS2O3-= [Na2S2O3]*V Na2S2O3 gastado
nS2O3-= 0.0098Mol/L * 1.9ml /1000ml= 0.0000186Mol
-Cálculo de moles de I2:
I2 + 2S2O3- 2I- + S4O6-
nI2= (1Mol I_2)/(2 Mol S_2 a€–O_3a€—^- )*0.000018 Mola€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
nI2=0.0000093Mol a€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
-Cálculo de moles de S2O8-:
nI2= nS2O8-
[S2O8-]= (moles de S_2 a€–O_8a€—^-)/Volumen= 0.0000093Mol/0.0025L
[S2O8-]= 0.00372M
-Parámetros para gráfico de 1er Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.05M
[S2O8-]= 0.00372M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.04628M
Ln(0.04628)= -3.07
-Parámetros para gráfico de 2ndo Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.10M
[S2O8-]= 0.00372M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.04628M
1/(0.04628) = 21.6
-Deducción de K:
m= (Y_2-Y_1)/(X_2-X_1 )= 0.339
-Orden de reacción: 2
-Cálculo de Velocidad de Reacción:
V= 0.04628/14.04= 0.0033Mol/(L*min)
Experiencia 2.
Parte A: 5sC
Para un tiempo de 0minutos y 1.5 ml gastados de Na2S2O3
-Cálculo de moles de S2O3-:
Na2S2O3 2Na+ + 2S2O3-
nS2O3-= [Na2S2O3]*V Na2S2O3 gastado
nS2O3-= 0.01Mol/L * 1.5ml /1000ml= 0.0000147Mol
-Cálculo de moles de I2:
I2 + 2S2O3- 2I- + S4O6-
nI2= (1Mol I_2)/(2 Mol S_2 a€–O_3a€—^-)*0.0000147 Mola€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
nI2=0.00000735Mol a€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
-Cálculo de moles de S2O8-:
nI2= nS2O8-
[S2O8-]= (moles de S_2 a€–O_8a€—^-)/Volumen= 0.00000735Mol/0.0025L
[S2O8-]= 0.00294M
-Parámetros para gráfico de 2ndo Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.10M
[S2O8-]= 0.00294M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.0971M
1/(0.0949) = 10.3
-Deducción de K:
m= (Y_2-Y_1)/(X_2-X_1 )= 0.05
-Cálculo de Velocidad de Reacción:
V= 0.0971/6.2= 0.015 Mol/(L*min)

Parte B: 50sC
Para un tiempo de 0minutos y 2.6 ml gastados de Na2S2O3
-Cálculo de moles de S2O3-:
Na2S2O3 2Na+ + 2S2O3-
nS2O3-= [Na2S2O3]*V Na2S2O3 gastado
nS2O3-= 0.0098Mol/L * 2.6ml /1000ml= 0.00002548Mol
-Cálculo de moles de I2:
I2 + 2S2O3- 2I- + S4O6-
nI2= (1Mol I_2)/(2 Mol S_2 a€–O_3a€—^- )*0.000025 Mola€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
nI2=0.000013Mol a€– Sa€—_2 a€–O_3a€—^-
-Cálculo de moles de S2O8-:
nI2= nS2O8-
[S2O8-]= (moles de S_2 a€–O_8a€—^-)/Volumen= 0.000013Mol/0.0025L
[S2O8-]= 0.0051M
-Parámetros para gráfico de 2ndo Orden:
t= 0
[S2O8-]o= 0.10M
[S2O8-]= 0.0051M
[S2O8-]o - [S2O8-]= 0.0949M
1/(0.0949) = 10.53
-Deducción de K:
m= (Y_2-Y_1)/(X_2-X_1 )= 0.28
-Cálculo de Velocidad de Reacción:
V= 0.0949/0.83= 0.11Mol/(L*min)
-Cálculo de la Energía de Activación:
K 5sC: 0.05 Log(K)= -1.2
K 25sC: 0.24 Log(K)= -0.71
K 50sC: 0.28 Log(K)= -0.54
1/T= 0.0035
1/T= 0.0033
1/T= 0.0031
Ea= -m*2.3*R
Ea= 28021.3 J/(Mol*s