ITESM Campus Puebla
Integrantes:
Juan Carlos López Medina A01324506
Arturo Tlelo Reyes A01099697
Carla María Barceló Chong A01099195
Iván Eduardo Teáhulos Castillo A01324895
Responsables del laboratorio:
Mtro. Victor Hugo Blanco Lozano
Dr. Isaac Monroy
Cinética: Ley de velocidad de una reacción
Objetivo: Observar la relación que existe entre el tiempo en que una reacción se efectúa y las condiciones que intervinieron así como poder analizar la dependencia que tienen la temperatura y concentración en la velocidad de reacción.
Introducción:
-La cinética química se encarga de estudiar la velocidad de una reacción así como las condiciones bajo las que se desarrolla. Dichos factores pueden ser la concentración de los reactivos involucrados, la temperatura, en caso de reactivos sólidos su superficie y también si se realiza bajo la presencia de un catalizador, el cuál ayuda a que la reacción se lleve a cabo más rápido sin involucrarse directamente a la reacción.
La velocidad de reacción se puede expresar como la cantidad de producto obtenido o como la cantidad de reactivo por el tiempo que le tomo consumirse con la unidad de M/s. La ecuación de la velocidad se puede obtener de la siguiente manera.
Para poder conocer los cambios de concentración de los reactivos solo se puede mediante la experimentación. Es por eso que la Ley de la velocidad que relaciona la concentración inicial que tienen los reactivos aunado el catalizador elevadas a un exponente que nos brinda el experimento
Parte I.
Este experimento tiene como objetivo calcular la velocidad en la que ocurre una reacción. Debido a que ésta cambia en función de variables como la temperatura, la concentración de los reactivos, presión, etc, los experimentos tienen que tener un control de estas. Es por ello que las velocidades medias calculadas, se darán a una temperatura de 23º.
Los reactivos principales de la reacción son el KI y el (NH4)2S2O8 (ambos en una disolución al 0.2 M) mientras que los auxiliares son Na2S2O3 (al 0.01), NaCl (al 0.2 M), almidón (2%) y (NH4)2SO4 (al 0.2).
Se prepararon las soluciones y se usaron los volúmenes (en mililitros) de la tabla siguiente para llenar 5 tubos de ensayo con tapón. El (NH4)2S2O8 se agrega al final, pues es el que inicia la reacción.
Parte I.
Los reactivos principales de la reacción son el KI y el (NH4)2S2O8 (ambos en una disolución al 0.2 M) mientras que los auxiliares son Na2S2O3 (al 0.01), NaCl (al 0.2 M), almidón (2%) y (NH4)2SO4 (al 0.2).
Se prepararon las soluciones y se usaron los volúmenes (en mililitros) de la tabla siguiente para llenar 5 tubos de ensayo con tapón. El (NH4)2S2O8 se agrega al final, pues es el que inicia la reacción.
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
|
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| Disoluciones preparadas |
Los experimentos 1, 2 y 4 permiten estudiar el efecto de la [S2O8]-2 en la velocidad de reacción ya que I permanece constante.
Los experimentos 1, 3 y 5 permiten estudiar el efecto de la I en la velocidad de reacción, ya que la [S2O8]-2 permanece constante.
Se utilizó el cronómetro de un celular para medir el tiempo desde que se descargó el volumen del último
reactivo ((NH4)2S2O8 0.20M) hasta
que hubo un cambio de color y se precipitó un sólido negro. Este sólido negro es el almidón que funciona como indicador.
Se tapó
rápidamente el tubo con un tapón de goma y se mezcló bien, agitando e
invirtiendo el tubo continuamente, hasta que la mezcla quedó completamente
homogénea.
 |
| Tubos enumerados del 1 al 5 al término de la reacción |
El tubo 1 presentó una coloración inmediatamente verdosa, después de que se precipita el sólido, comienza a tornarse color whisky.
El tubo 2 inmediatamente cambia a color café y presenta la misma coloración que el tubo 1.
El tubo 3 de igual forma presentó una coloración café casi inmediatamente y la coloración final es casi idéntica a la de los tubos 1 y 2.
El tubo 4 se torna al principio de color amarillo y gradualmente se va tornando verde. El color final es un color verde seco.
El tubo 5 comienza con un color dorado y pasada la reacción se torna de un color café verdoso.
A continuación se muestran los tiempos obtenidos para cada uno de los experimentos:
Tubo 1 22.67 s
Tubo 2 18.36 s
Tubo 3 16.50 s
Tubo 4 34.28 s
Tubo 5 38.63 s
Para calcular la velocidad en la que se llevó a cabo la reacción, fue importante considerar que solo se tomó el tiempo de principio a fin y no en intervalos para medir los cambios de concentración en determinados tiempos. Por lo anterior, fue importante determinar cuál de los dos reactivos principales se consume totalmente en producto.
Se determinó la velocidad media de reacción usando la siguiente fórmula:
La fórmula que representa la reacción observada es la siguiente.
2KI + (NH4)2S2O8 ----> K2S2O8 + 2NH4I
Para el experimento 1, el KI se cosume totalmente (es el reactivo limitante) por lo que al final de la reacción, su concentración pasa de ser 0.2 M a 0.
Así la velocidad media de desaparición se calcula de la siguiente manera
+01.22.55.png)
Así, la velocidad de desaparición de KI en el tubo 1 es de -0.0044 M/s
La velocidad media de desaparición del segundo tubo en donde el KI se consume totalmente es de -0.0054 M/S
Para el tubo 3, los ninguno de los reactivos está en exceso, el KI reacciona totalmente con el (NH4)2S2O8 y asumiendo que la reacción fue completa, la velocidad media de desaparición del KI es de -0.0060 M/s y la del (NH4)2S2O8 es de -0.0012 M/s
En el caso del tubo 4, pasa lo mismo. Y las velocidades medias son para el KI -0.0029 M/s y para el (NH4)2S2O8 -0.0058 M/s
En el tubo 5, el KI es el único que se consume totalmente y la velocidad media de desaparición es de -0.0025 M/s
Discusión:
Con las velocidades obtenidas se puede ver que cada reacción era más lenta que la anterior, siendo el experimento con el tubo 1 la más rápida. Los resultados obtenidos son hasta cierto punto inciertos pues hubo ambigüedad en cuanto a dónde detener el cronómetro. Se trató de ser lo más preciso posible para determinar los tiempos y se considera que es importante repetir el experimento para determinar un promedio de tiempos para calcular de mejor manera la velocidad de reacción. El calcular cuál es el reactivo limitante es sumamente importante, pues así se puede suponer que la concentración del reactivo es al final 0. Sería importante comparar estos resultados con otros equipos para saber si los cálculos y las inferencias fueron correctas.
En cuanto a los experimentos 1,2 y 4 en donde se mantuvieron constantes los mililitros añadidos de KI, se puede ver que a medida que disminuye la cantidad de [S2O8]-2, la velocidad es más lenta.
En cuanto a los experimentos 1,3 y 5 en donde la cantidad de KI es variable, también se observa el efecto que la concentración tiene en la velocidad de reacción, pues a mayor cantidad, más rápida.
En cuanto a los experimentos 1,2 y 4 en donde se mantuvieron constantes los mililitros añadidos de KI, se puede ver que a medida que disminuye la cantidad de [S2O8]-2, la velocidad es más lenta.
En cuanto a los experimentos 1,3 y 5 en donde la cantidad de KI es variable, también se observa el efecto que la concentración tiene en la velocidad de reacción, pues a mayor cantidad, más rápida.
Para esta parte, se repitió el procedimiento del experimento I pero añadiendo a la mezcla en el
tubo de ensayo tres gotas de CuSO4 0.20 M
antes de añadir el reactivo final, el (NH4)2S2O8 0.20 M.
Al agregar este compuesto se notó un cambio en la coloración original pues, en el experimento I, todos los tubos tenían un color blancuzco.
En el tubo 1 no se presentó ningún cambio de coloración, pero en el tubo 2 y 3 primeramente cambió de coloración a amarillo para finalmente pasar a un color gris azulado.
Al agregar este compuesto se notó un cambio en la coloración original pues, en el experimento I, todos los tubos tenían un color blancuzco.
En el tubo 1 no se presentó ningún cambio de coloración, pero en el tubo 2 y 3 primeramente cambió de coloración a amarillo para finalmente pasar a un color gris azulado.
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| Coloración inicial al agregar las gotas de CuSO4 |
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| Coloración final |
Por su parte, los tubos 4 y 5 se tornaron de una coloración más blancuzca.
+08.34.17.png) |
| Coloración inicial de los tubos 4 y 5 al agregar las gotas de CuSO4 |
Al igual que en el experimento anterior, se cronometraron los tiempos en los que la reacción formaba un precipitado color negro. A continuación se muestran los tiempos obtenidos para cada tubo.
Tubo 1 20.52 s
Tubo 2 3.77 s
Tubo 3 12.5 s
Tubo 4 19.44 s
Tubo 5 8.96 s
Tubo 2 3.77 s
Tubo 3 12.5 s
Tubo 4 19.44 s
Tubo 5 8.96 s
Podemos ver que las reacciones son más rápidas que en la primera parte del experimento y en casos como el tubo 2, el cambio de coloración fue casi inmediata.
Aquí también se obtuvieron las velocidades de reacción aplicando el mismo criterio anterior.
La velocidad de desaparición de KI en el tubo 1 fue de -0.0048 M/s
En el tubo 2, la velocidad de desaparición de KI fue de -0.026 M/s
En el tubo 3 la velocidad de desaparición del [S2O8]-2 fue de -0.016 y la de KI de -0.008 M/s
Para el caso del tubo 4, la velocidad de desaparición del [S2O8]-2 fue de -0.010 M/S y la de KI de -0.0051 M/s
Finalmente, para el tubo 5, la velocidad de KI fue de -0.0111 M/s
Discusión:
Es claro que en esta parte, el cobre tiene un efecto importante en qué tan rápido se llevará a cabo la reacción pues en el caso del experimento 1,2 y 3, el cambio de color fue aún más rápido e hizo que en el caso del experimento 2, la velocidad aumentara casi 5 veces. La coloración que se presentó antes de comenzar el experimento, se puede deber a causa de que el CuSO4 tiñe también el almidón. Esto no significa que haya habido una reacción entre ellos.
Como se dijo en la parte I, sería necesario volver a evaluar las velocidades y obtener un promedio de estas, pues no se está muy certero de los datos aquí mostrados.
Conclusión:
Conocer la velocidad en la que ocurre una reacción es de suma importancia para muchos procesos químicos. A veces es necesario hacer que las reacciones sean lentas o rápidas y como ya se vio, esto se puede lograr mediante un catalizador y también con la cantidad de reactivo utilizada. Otro factores como la presión, se mantienen constantes y para este experimento, no se toman en cuenta. Los experimentos tienen cierta incertidumbre, pero se trató de seguir un método congruente para calcular las velocidades.
Cuestionario
1.- Defina o explique.
a) Cinética: Es una rama de la química que estudia las características
de carácter mecánico ocurridas al momento de la reacción química
b) Catalizador: Es una sustancia que se encuentra presente en una
reacción química y que ayuda a facilitar el proceso de reacción sin entrar de
manera directa en la misma.
2.- Con respecto a la reacción cuya cinética se estudia en este experimento:
a) Escriba la ecuación de
la reacción
(NH4)2S2O8
+ 2 KI---> 2NH4 I + K2
S2 O8
b) Escriba una expresión para expresar la velocidad de reacción
c)
Escriba la expresión general de la ley de velocidad de reacción
+13.00.22.png)
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 ion tiosulfato ayuda a realizar la siguiente reacción intermedia
I2 (aq) + 2 S2O3 -2(aq) 2 I (aq) + S4O6 -2 (aq)
Así, el yodo tiñe el almidón y hace que sea visible la reacción.
4.- Calcule la velocidad de reacción del ión S2O8 en
la reacción.
Para la parte 1, en el tubo 3, la velocidad de desaparición es de -0.0012 M/s
en el caso del tubo 4 es de -0.0058 M/s.
Para la parte 2, en el tubo 3, fue de fue de -0.016 y en el tubo 4 -0.010 M/s.
Para la parte 1, en el tubo 3, la velocidad de desaparición es de -0.0012 M/s
en el caso del tubo 4 es de -0.0058 M/s.
Para la parte 2, en el tubo 3, fue de fue de -0.016 y en el tubo 4 -0.010 M/s.
5.- Compara la velocidad de dos experimentos
apropiados para hallar el exponente de S2O8 en
la ley de la velocidad de la reacción
estudiada.
Debido a que se necesitaron más experimentos, no se puede determinar el exponente. Sin embargo, el orden de reacción es 2, debido a que es bimolecular.
6.- Utiliza la ley de velocidad y los datos
de uno de los experimentos para calcular el valor de la constante de velocidad
(k).
No se pudo determinar experimentalmente el valor de la constante debido a que no se hizo la medición del experimento en varias etapas y no se cuenta con datos experimentales como la energía de activación.
Tuvo un efecto en el indicador al principio, pues cambiaba el color del contenido. Cuando se agregaron los iones de S2O8, ayudó a que la reacción se llevara a cabo en una tasa más rápida.
Conclusión:
Referencias:
-100ciaQuímica. (s.f.). Ciencia Química.
Recuperado el 28 de Febrero de 2013, de
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema6/punto6.htm
