- Conceptos básicos sobre cinética química –
La cinética química es un área de la fisicoquímica que se encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo
cambia la rapidez de reacción bajo condiciones variables y qué eventos
moleculares se efectúan mediante la reacción general (Difusión, ciencia de
superficies, catálisis). La cinética química es un estudio puramente
empírico y experimental. El
objeto de la cinética química es medir las velocidades de las reacciones
químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la velocidad de una reacción con
variables experimentales.
Se encuentra
experimentalmente que la velocidad de una reacción depende mayormente de la temperatura y las concentraciones de las especies involucradas en la
reacción. En las reacciones simples, sólo la concentración de los reactivos
afecta la velocidad de reacción junto con la temperatura, pero en reacciones
más complejas la velocidad también puede depender de la concentración de uno o
más productos. La presencia de un catalizador también afecta la velocidad de
reacción; en este caso puede aumentar su velocidad.
La rapidez (o velocidad) de
reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez de
descomposición. Esta rapidez no es constante y depende, como ya hemos señalado,
de varios factores, como la concentración de los reactivos, la presencia de un
catalizador, la temperatura de reacción y el estado físico de los reactivos.
FUNDAMENTO DE
LA PRÁCTICA
La
velocidad de una reacción química aumenta con la concentración de los
reactivos, con la temperatura y con la presencia de un catalizador. Vamos a
comprobar estos efectos sobre la reacción redox entre los iones yodato, IO3ˉ,
y los iones hidrógeno sulfito, HSO3ˉ en disolución acuosa. La
reacción ajustada es:
IO3ˉ(ac)
+ 3 HSO3ˉ(ac) ® 3
SO42ˉ(ac) + 3 H+(ac) + Iˉ(ac)
Para observar el
final de la reacción, se pone un exceso de yodato y se añade un poco
de almidón. Así, cuando se agotan los iones hidrógeno sulfito, tiene lugar la
reacción redox siguiente:
5
Iˉ(ac)
+ IO3ˉ(ac) + 6
H+(ac) ®
3 H2O(l) + 3 I2(ac)
El yodo, I2,
liberado en este proceso produce inmediatamente con el almidón un intenso color
azul, que indicará el final de la reacción principal.
MÉTODO
EXPERIMENTAL
1.- EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN SOBRELA VELOCIDAD DE
1.1.- Experimentos a temperatura ambiente
Realizaremos una serie de ensayos, a temperatura
ambiente, trabajando con exceso de ión yodato para observar el final de la
reacción. En estas experiencias, modificaremos la cantidad de IO3ˉ y estudiaremos cómo afecta esta
variación al tiempo de reacción.
Experiencia 1:
En esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO3ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con
10 mL de una disolución de HSO3ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de
almidón 2%.
Repetimos 3 veces anotando el tiempo que transcurre
hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.
t1(s)
|
t2(s)
|
t3(s)
|
tmedio(s)
|
Tmezcla
|
41
|
41
|
42
|
41,33
|
20,4
|
[IO3ˉ]0
|
[HSO3ˉ]0
|
[IO3ˉ]
|
[HSO3ˉ]
|
v
en mol/L.s
|
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
3,22·10-5
|
Experiencia 2
En esta experiencia vamos a mezclar 7 mL de una
disolución de IO3ˉ 0,150M y 28 mL de agua
con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO3ˉ 0,020M y 5 mL de
la disolución de almidón 2%.
Repetimos 3 veces anotando el tiempo que
transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.
t1(s)
|
t2(s)
|
t3(s)
|
tmedio(s)
|
Tmezcla
|
51
|
45
|
46
|
47,33
|
20,8
|
[IO3ˉ]0
|
[HSO3ˉ]0
|
[IO3ˉ]
|
[HSO3ˉ]
|
v
en mol/L.s
|
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
2,81·10-5
|
Experiencia 3
En esta experiencia vamos a mezclar 5 mL de una
disolución de IO3ˉ 0,150M y 30 mL de agua
con otra hecha con 10 mL de una disolución de HSO3ˉ 0,020M y 5 mL de
la disolución de almidón 2%.
Repetimos 3 veces anotando el tiempo que
transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.
t1(s)
|
t2(s)
|
t3(s)
|
tmedio(s)
|
Tmezcla
|
70
|
79
|
86
|
78,33
|
20,8
|
[IO3ˉ]0
|
[HSO3ˉ]0
|
[IO3ˉ]
|
[HSO3ˉ]
|
v
en mol/L.s
|
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
1,70·10-5
|
Observaciones
del efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción:
A
medida que disminuimos la cantidad de IO3ˉ
disminuye la velocidad de reacción. Como consecuencia aumenta el tiempo que tarda en volverse azul
oscuro.
v1/v2
|
v1/v3
|
Cálculos para determinar el orden de reacción
|
1
|
v1/v3=
3,22*10-5/ 1,70*10-5= k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3/ k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3= 1,89
|
|
1
|
v1/v2=
3,22*10-5/ 2,81*10-5= k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3/ k[IO3ˉ]m*[HSO3ˉ]3= 1,14
|
|
Ley
cinética y orden global de reacción:
v=k[IO33ˉ]m[HSO33ˉ]3 siendo m=1 / orden global
de reacción= 1+3= 4
|
||
Cálculos realizados para obtener el
orden de reacción.
2.- EFECTO DE LA TEMPERATURA SOBRE
LA VELOCIDAD DE
Experiencia
4
En
esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO3ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con
10 mL de una disolución de HSO3ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de
almidón 2%.
Antes de mezclar ambas disoluciones se introducen en una cámara
frigorífica, y cuando las disoluciones se encuentran entre 5 y 10 ºC se procede
a mezclarlas.
Realizamos la experiencia dos
veces, cada vez con una temperatura diferente.
t1(s)
|
Tmezcla
|
[IO3ˉ]0
|
[HSO3ˉ]0
|
[IO3ˉ]
|
[HSO3ˉ]
|
v en mol/L.s
|
105
|
5
|
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
1,26·10-5
|
73
|
11,5
|
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
1,82·10-5
|
Observaciones del efecto de la
temperatura sobre la velocidad de reacción:
Al disminuir la temperatura disminuye
la velocidad de reacción. Como consecuencia aumenta el tiempo.
La razón de por qué
un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor
número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción
Ecuación general de Arrhenius
|
k(T)=Ae-(Ea/RT)
|
Ec. que relaciona la Ea con dos temperaturas
|
Ln(k1/k2)=Ea/R(1/T2-1/T1)
|
Expresión que relaciona k1/k2 con los tiempos
de reacción
|
Ln(k1/k2)=Ea/R(1/T2-1/T1)
|
Cálculos para obtener Ea
|
Hallamos el logaritmo de
k1 y k2 : Ln(k1/k2)= 0,99 y ponemos
-1773,76926
KJ/mol
|
Cálculos realizados para hallar la energía de activación utilizando los
datos de las experiencias 1 y 4.
3.- EFECTO DE LOS CATALIZADORES
Experiencia
5
En
esta experiencia vamos a mezclar 10 mL de una disolución de IO3ˉ 0,150M y 25 mL de agua con otra hecha con
10 mL de una disolución de HSO3ˉ 0,020M y 5 mL de la disolución de
almidón 2%.
Además añadimos 6 gotas de disolución de Cu(NO3)2
que actuará como catalizador.
Repetimos 3 veces anotando el
tiempo que transcurre hasta que la mezcla toma un color azul muy oscuro.
t1(s)
|
t2(s)
|
t3(s)
|
tmedio(s)
|
TIO3ˉ
|
THSO3ˉ
|
Tmezcla
|
|
27
|
23
|
26
|
25,3
|
7,5
|
6,8
|
20,8
|
|
[IO3ˉ]0
|
[HSO3ˉ]0
|
[IO3ˉ]
|
[HSO3ˉ]
|
v
en mol/L.s
|
Catalizador
|
||
0,15
|
0,02
|
0,03
|
0,004
|
5,27·10-5
|
Nitrato de cobre(II)
|
||
Observaciones
del efecto de los catalizadores.
Al
añadir el catalizador aumenta la velocidad de reacción, por lo tanto disminuye
el tiempo. Los catalizadores son sustancias que actúan modificando la velocidad
de reacción sin que se consuma durante el proceso. Esto los diferencia de los
reactivos.
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