OBJETIVOS OBJETIVO GENERAL. Estudiar la velocidad de reacción por influencia de la temperatura y de la concentración respecto a las soluciones de ácido sulfúrico y tiosulfato de sodio.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS.
Determinar experimentalmente los efectos de la velocidad de una reacción de acuerdo a los distintos cambios de temperatura. Estudiar las distintas velocidades de reacción teniendo en cuenta los distintos tipos de concentración de las especies reaccionantes. Determinar el orden total de la reaccion.
FUNDAMENTO TEÓRICO La termodinámica nos permite saber si una reacción es espontánea o no según factores termodinámicos como entalpía, entropía y energía libre, pero no informa acerca de la rapidez con que se produce el cambio químico. La Cinética Química determinará si una reacción es lenta o rápida al estudiar los factores que determinan la velocidad y el mecanismo, es decir, la etapa o serie de etapas en las que ocurre el cambio. La velocidad de reacción corresponderá a la rapidez con que tiene lugar una reacción; durante el cambio, la concentración de los reactantes disminuirá, mientras que la concentración de los productos aumentará. La velocidad media, entonces, se medirá a través del cambio de concentración en un periodo determinado de tiempo. A partir de una reacción A è B, donde A está representado por las esferas rojas y B por las esferas azules, en la figura se ilustra cómo cambian las concentraciones a medida que transcurre el tiempo.
PROCEDIMIENTO
Tomar 10 tubos de ensayos bien limpios y enjuagados con H2O destilada.
rotular 5 de ellos como #1, #2, #3, #4, #5 y colóquelos en la gradilla.
Cerra el paso de aire.
Registrar cuando la presion se mantenga costante h1 desde el manometro, lo que provee (p0).
Cerrar nuevamente la llave, vera luego de esto, que la preson aumenta hasta un valor P y este se registra como h2.
Repetir el mismo procedimiento 12 veces y destacar los valores menos correlativos para dejar 10 datos.
Limpiar y enjuague convenientemente las dos buretas, llene la bureta de llave de vidrio con la disolución de ácido sulfúrico y la bureta de llave de Mohr con disolución de tiosulfato y colóquelas en el soporte de bureta. Enráselas. En el extremo de su mesa encontrará una bureta Abrir subitamente llena de H2O. la
llave, para asi dejar que descienda la presion hasta iguarse a la atmosferica (pa).
CÁLCULOS Y ANÁLISIS DE RESULTADOS Tras agregar distintos volúmenes de agua en los tubos de ensayo, los cuales contenían cantidades específicas de ácido sulfúrico, se presentaron variaciones en las concentraciones iniciales de dicho acido (1M). Para calcular estas nuevas concentraciones utilizamos la ecuación de dilución. La reacción correspondiente a este experimento es:
H2SO4 (ac) + Na2S2O3 (ac) productos C1V1=C2V2 Para las concentraciones del ácido sulfúrico tenemos que:
H2SO4 C1= 1M Tubo 1 C1 =1M; V1 = V2 = 5ml Tubo 2 C1 =1M; V1=4ml C2= 0.8M; V 2= 5ml
Tubo 3 C1 =1M; V1=3ml C2=0.6M; V2= 5ml Tubo 4 C1 =1M; V1=2ml C2= 0.4M; V 2= 5ml Tubo 5 C1 =1M; V1=1ml C2= 0.2M; V 2= 5ml
Y para el tiosulfato de sodio las concentraciones resultantes son:
Na2S2O3 C1=0,1M Tubo 1 C1 =0.1M; V1=5ml C2= 0.1M; V 2= 5ml
Tubo 3 C1 =0.1M; V1=3ml C2= 0.06M; V 2=5ml
Tubo 2 C1 =0.1M; V1=4ml C2= 0.08M; V 2=5ml
Tubo 4 C1 =0.1M; V1=2ml C2= 0.04M; V 2=5ml Tubo 5 C1 =0.1M; V1=1ml C2= 0.02M; V 2=5ml
Para el experimento con H2SO4 manteniendo concentración de constante.
Para determinar el orden de la reacción en el primer experimento escribimos la ley de velocidad de la reacción:
=[] [] (1) Como la concentración del tiosulfato de sodio es constante, obtenemos lo siguiente:
= [] (2) Donde ′ = [Na2S2O3]. Después aplicamos logaritmo natural a ambos lados de la ecuación (2):
= [] (3) = [] (4) Como la velocidad es proporcional al inverso del tiempo (vα1/t), tenemos que:
= [] (5) De la ecuación (5) si graficamos el ln(1/t) vs ln[H 2SO4] se obtiene una línea recta que no pasa por el origen con pendiente igual al orden de la reacción con respecto al ácido sulfúrico.
Tabla 1. Reacción de ácido sulfúrico con tiosulfato de sodio a 50°C. Tubo H2SO4 50°C 1M (mL) 1 5 2 4 3 3 4 2 5 1
H2O (mL) 0 1 2 3 4
[H2SO4] (M) 1 0,8 0,6 0,4 0,2
Na2S2O3 0,1M (mL) 5 5 5 5 5
Tiempo (seg) 10,74 11,17 11,42 12,13 12,86
1/t 0,093 0.089 0,087 0,082 0.078
Grafico 1. Ln(1/t) vs ln[ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es 0,11123, este valor representa en orden de la reacción (x) con respecto al acido.
Tabla 2. Reacción de ácido sulfúrico con tiosulfato de sodio a 40°C. Tubo 40°C 1 2 3 4
H2SO4 1M (mL) 5 4 3 2
H2O (mL) 0 1 2 3
Na2S2O3 0,1M (mL) 5 5 5 5
Tiempo (seg) 12,84 13,74 14,25 14,96
1/t 0,078 0.073 0,070 0,067
Grafico 2. Ln(1/t) vs ln[ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es de 0,11711, este valor representa en orden de la reacción (x) con respecto al acido en el proceso llevado a cabo a 40°C.
Tabla 3. Reacción de ácido sulfúrico con tiosulfato de sodio a 30°C. Tubo 30°C 1 2 3 4 5
H2SO4 1M (mL) 5 4 3 2 1
H2O (mL) 0 1 2 3 4
Na2S2O3 0,1M (mL) 5 5 5 5 5
Tiempo (s) 4,39 7,19 19,12 20,81 19,75
1/t 0,228 0.139 0,052 0,048 0,050
Grafico 3. Ln(1/t) vs ln[ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es de 0,8954, este valor representa en orden de la reacción (x) con respecto al acido en el proceso llevado a cabo a 30°C.
Basándonos en las gráficas obtenidas anteriormente podemos determinar el orden de reacción con respecto al ácido sulfúrico, para ello partimos de saber que la pendiente de cada una representa el orden de reacción x, por tanto debemos promediar estos valores. X1= 0,11123 X2= 0,11711 X3= 0,8954
= 0,111230,117110,8954 3 = 0,3458 Utilizando reglas de cifras significativas podemos aproximar este valor a cero (0). El orden de reacción con respecto a H 2SO4 es x=0
Para experimento con Na2S2O3 manteniendo concentración de ácido constante. Tabla 4. Reacción de tiosulfato de sodio con ácido sulfúrico a 40°C. Tubo 40°C
Na2S2O3 0,1M (mL)
H2O (mL)
H2SO4 1M (mL)
Tiempo (seg)
1/t
1 2 3 4 5
5 4 3 2 1
0 1 2 3 4
5 5 5 5 5
5,82 9,81 12,99 16,34 20,62
0,172 0.102 0,077 0,061 0,048
Grafico 4. Ln(1/t) vs ln [ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es de 2,05412, este valor representa en orden de la reacción (y) con respecto al tiosulfato en el proceso llevado a cabo a 40°C.
Tabla 5. Reacción de tiosulfato de sodio con ácido sulfúrico a 30°C. Tubo 30°C 1 2 3 4 5
Na2S2O3 0,1M (mL) 5 4 3 2 1
H2O (mL)
[Na2S2O3] (M)
H2SO4 1M (mL)
Tiempo (seg)
1/t
0 1 2 3 4
0,1 0,083 0,071 0,062 0,055
5 5 5 5 5
18,31 21,97 30,63 37,39 51,55
0,055 0,045 0,033 0,027 0,019
Grafico 5. Ln(1/t) vs ln [ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es de 1,71984, este valor representa en orden de la reacción (y) con respecto al tiosulfato en el proceso llevado a cabo a 30°C.
Tabla 6. Reacción de tiosulfato de sodio con ácido sulfúrico a 50°C. Tubo 50°C 1 2 3 4
Na2S2O3 (mL) 5 4 3 2
H2O (mL)
H2SO4 1M (mL)
0 1 2 3
5 5 5 5
Tiempo (seg) 08.13 12.72 18.84 24.57
1/t 0.1230 0.0786 0.0531 0.0407
Grafico 6. Ln(1/t) vs ln[ ]. La ecuacion que se muestra sobre la grafica dice que la pendiente es de 2,34428, este valor representa en orden de la reacción (y) con respecto al tiosulfato en el proceso llevado a cabo a 50°C.
Igual que con el ácido, hacemos el mismo procedimiento para hallar el orden de reacción con respecto al tiosulfato de sodio. De acuerdo a las gráficas obtenidas anteriormente determinamos el orden de reacción y con respecto al tiosulfato, por tanto promediamos los valores de las pendientes. Y1= 2,05412 Y2= 1,71984 Y3= 2,34428
= 2,054121,719842,34428 3 = 2,0394 Utilizando reglas de cifras significativas podemos aproximar este valor a dos (2). El orden de reacción con respecto a Na 2S2O3 es y=2
El orden total de la reacción es la suma algebraica del orden individual de los reactivos, por lo tanto, como x=0 y y=2 la reacción general es de segundo orden.
CUESTIONARIO 1) ¿ A qué temperatura es mayor la velocidad de reacción ? ¿Por qué? R// La velocidad de reacción es mayor a 273,15 kelvin o 50 °C, como se ha visto anteriormente la velocidad de reacción aumenta a medida que aumenta la temperatura, para muchas reacciones en solución la velocidad se duplica a aumentar en 10 °C la temperatura; al ser los choques más energéticos, lo que favorece la ruptura y formación de nuevos enlaces
2) ¿Cree usted que la velocidad de reacción es diferente a 30°C, 40°C, y 50°C ? ¿Por qué? R// Experimentalmente se puede demostrar, además se ha visto que la velocidad de reacción aumenta a medida que la temperatura lo hace. Fue Arrhenius el primero que encontró una ecuación que relacionaba las constantes de velocidad con la temperatura. Encontró que la velocidad cumplía que log k=f(1/T) expresado en grados kelvin, de estos datos empíricos llego a que:
= −/ 3) ¿Es probable que el mecanismo de la reacción sea:
2+ −
→
3
() ? Justifique
4) ¿Cree usted que la pendiente de la recta obtenida al graficar
[−] a
diferentes temperaturas corresponde al valor de la constante específica de la velocidad de reacción a cada temperatura ? Explique.
R// Por definición conocemos que la velocidad de reacción se define como la variación de la concentración por unidad de tiempo, así:
∆[ ] = ∆ Sabiendo que k depende de T, P y numero de fase, podemos afirmar que los valore s de la constante de velocidad a temperatura distintas presentaran diferencia; así, al graficar concentración vs el inverso del tiempo a temperaturas diferentes, se obtiene un comportamiento distinto de los datos con pendiente=k para cada variación de T.
5) ¿Explique de manera breve y concisa por qué al graficar [ − ] a las diferentes temperaturas se obtienen distintos valores de las pendientes de las rectas?
R// Se obtendrán distintos valores de la constante debido a que estos son datos experimentales, como bien se conoce el valor de k depende de la temperatura y de la reacción, por tanto la pendiente=k nos dará evidencia de lo dicho.
6) ¿Cumple esta reacción con la ecuación de Arrhenius ? ¿Por qué? R// Arrhenius en 1889 propuso una ecuación que relacionaba la constante de velocidad con la temperatura, experimentalmente comprobamos que la velocidad de reacción aumenta el doble al incremento de 10 °C en la temperatura, este comportamiento coincide con la ecuación de Arrhenius, la cual es válida para una gran cantidad de reacciones en un rango limitado de T, esto se evidencia gráfica y numéricamente.
7) Para calcular la energía de activación se utilizan los tiempos que corresponden al tubo de ensayos # 1 a diferentes temperaturas: a) ¿Cree usted que el valor de la energía de activación varíe si se utilizan los tiempos que corresponden a los tubos de ensayos #2, #3, #4 ó #5? Justifique su respuesta.
b) ¿Qué relación existe entre las pendientes de las rectas obtenidas si se calculara también la energía de activación con los tiempos de los tubos de ensayos #2, #3, #4 y #5? Justifique su respuesta.
8) ¿Qué significa el valor de la energía de activación obtenido por usted? R// El valor de la energía de activación nos muestra el mínimo requerimiento energético para que los reactivos se conviertan en productos, el valor obtenido en el laboratorio por lo general presenta desviación respecto al valor real, esto por errores, aunque un valor grande como el que tuvimos de la Ea corresponde a una velocidad de reacción sensible a la temperatura.
9) ¿A qué temperatura la constante específica de la velocidad de reacción tendrá un valor mayor?
R// La constante específica para nuestro caso tendrá un valor máximo a 323,15 kelvin por ser directamente proporcional a la temperatura.
CONCLUSIÓN Concluyendo con la practica realizada y en base a los datos obtenidos realizamos graficas del logaritmo de la concentración contra el logaritmo del inverso del tiempo, de dichas graficas determinamos el orden de reacción respecto al ácido sulfúrico y el tiosulfato de sodio. Los valores de estos ordenes de reacción son x=0 (para el H2SO4) y de y=2 (para el Na 2S2O3). El orden total de la reacción de los reactivos mencionados antes resulto ser de dos. Además, con los datos de tiempo registrados de la reacción entre el ácido sulfúrico y el tiosulfato de sodio se observó que esta magnitud se hacía más grande en la medida que la concentración disminuía. Adicionalmente, también se observó que dicha velocidad de reacción aumentaba al aumentar la temperatura. Finalmente, la ecuación de la ley de velocidad es v=k [Na2S2O3] .
BIBLIOGRAFIA
URQUIZA MANUEL. Experimentos de Fisicoquímica. Editorial Limusa. Wuley, México 1969. MARON SAMUEL Y PRUT0N CARL- Fundamentos da Fisicoquímica. Editorial Limusa. Wuley, Mexico 1973. GLASSTONE S. Textbook of Physical Chemistry. Editorial Aguilar. México 1946
