Práctica 2. Estudio cinético efecto de la fuerza iónica y el pH

PRÁCTICA 2. “Reacción de oxidación del ácido ascórbico con ferrocianuro de potasio. EFECTO IÓNICO Y DEL PH SOBRE LA RAPIDEZ DE REACCIÓN”. ANTECEDENTES TEÓRICOS Durante la práctica se realizará un estudio cinético para comprender la importancia de su aplicación tanto a nivel industrial como en el área de farmacia. Se llevará a cabo la reacción de oxidación de ácido ascórbico, el cual es un antioxidante, con Ferricianuro que actuará como oxidante, con este experimento se pretende comprender los conceptos básicos sobre cinética química y ver el efecto que existe entre la rapidez de reacción y la modificación de la fuerza iónica y el pH. - Teoría del estado de transición Henry Eyring, químico norteamericano, junto con otros colegas, desarrolló en la década de 1930 un enfoque denominado teoría del estado de transición, conocida también como teoría del complejo activado, donde se estudia la reacción a nivel molecular permitiendo calcular la constante de rapidez con bastante exactitud. El punto de partida de la teoría es que a producirse una colisión bimolecular se forma un complejo activado, que tiene una energía relativamente elevada. A+B C* → P Reactivos Complejo Productos activado El complejo activado no es un intermediario estable, en consecuencia, el equilibrio entre los reactivos y el complejo activado no es el clásico. La constante de equilibrio se escribe como: K *= *=

[]  ] , donde [C*]=K *[A][B] *[A][B] [][ ][]

La rapidez de reacción es igual a la concentración del complejo activado por la frecuencia de vibración del complejo activado. r= número de complejos activados que forman productos= ν[C*]= ν[C*] = k*[C*], donde ν=KBT/h r=k[A][B] - Efecto Salino Las reacciones en solución tienen como diferencia principal con respecto a las reacciones en fase gaseosa la presencia del disolvente. Una constante de rapidez en solución muy diferente a la de una reacción en fase gaseosa indica una interacción fuerte entre el disolvente y los reactivos o el complejo activado. Si los reactivos son especies con carga eléctrica, la solvatación de los iones puede ser un factor importante en la determinación de signo y la rapidez de reacción. La constante de equilibrio se escribe en términos de las actividades.

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 

[C*]=

 []

  [][ , despejando la concentración del complejo activado ][]

 [][] 

r= k*[C*]=k[A][B]  [][] =k[A][B]   k=k*K*  , ko=k*K* y sacando el logaritmo,

k*

Logk= Log ko+LogγA+ LogγBLogγB- LogγC* Si se aplica en reacciones iónicas, se denomina ecuación de Brφnsted-Bjerrum. Brφnsted -Bjerrum. Considerando la ecuación de Debye-HÜckel se obtiene finalmente, Logγ=-AZ Logγ=-AZ2√  Logk= Log ko+2AZAZB√  La fuerza iónica (I) fue definida originalmente por Gilber Lewis en 1 921 y es una medida de la concentración de iones en una disolución. Cuanto más cargado este un ion, más contribuye a ella. La ecuación muestra la rapidez de una reacción que involucra iones, depende en gran medida de la fuerza iónica de la solución. Esta dependencia de denomina efecto salino primario. K y ko son las constantes de rapidez a una fuerza iónica I, y a una concentración infinitamente diluida. La ecuación predice que si A y B tienen la misma carga, Z AZB, es positiva, y la constante de rapidez k aumenta con √ , si A y B tienen signos contrarios ZAZB es negativo y k disminuye con √ , y si A o B no tienen tienen carga, carga, ZAZB =0, y k es independiente independiente de la fuerza iónica de la solución. El efecto de la fuerza iónica sobre la constante de rapidez de una reacción iónica en disolución que presenta un comportamiento descrito por la ecuación Logk= Log ko+2AZ AZB√  , se denomina efecto salino cinético primario, donde los iones que afectan la cinética de la reacción no tienen iones comunes con los reactivos; mientras que el efecto de un electrolito no reaccionante sobre la rapidez de una reacción a través de los equilibrios de iones procedentes de un electrolito débil se denomina efecto salino cinético secundario. - Catálisis Un catalizador es una sustancia que aumenta la rapidez de reacción y que puede recuperarse al final sin sufrir modificación alguna. La función general de un catalizador consiste simplemente en suministrar un mecanismo adicional por medio del cual los reactivos puedan transformarse en productos. Este mecanismo alterno tiene una energía de activación menor que la energía de activación del mecanismo en ausencia del catalizador. La reacción en donde participa un catalizador se denomina catálisis. Existen muchas reacciones químicas que son catalizadas por ácidos, bases o ambos. El catalizador ácido más común en solución acuosa es el ion hidronio (H +) y el básico más común es el

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-

La rapidez de reacción se expresa r= (ko+kH+[H+]+kOH[OH-])[S] Para una catálisis ácida r= kH+[H+][S], r=kabs[S] Kabs= kH+[H+][S] LogKabs=Log kH+ -pH

-

Para una catálisis básica r= kOH[OH-])[S] Kabs= kOH[OH-])[S] LogKabs=Log kOHkw+pH

OBJETIVOS Objetivo general a) Establecer las condiciones de pH y fuerza iónica a la temperatura de trabajo donde k n=2 alcanza su máximo valor para la reacción de oxidación del ácido ascórbico con ferricianuro de potasio. Objetivo particular b) Aplicar la teoría sobre el efecto salino primario y el efecto de pH. c) Determinar el producto de las cargas, la constante de rapidez a dilución infinita, la constante catalítica, el tipo de efecto salino y el tipo de efecto de pH. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Conectar y calibrar espectrofotómetro λ=418

Etiquetar 3 vasos de pp (1. Ác. Ascórbico, Ascórbico, 2. K3Fe(CN)6, 3. Mezcla reactiva, MR)

Programar espectrofotómetro espectrofotómetro para medir cinética

Preparar las soluciones reactivas

Verter vaso A y vaso B en MR, al mismo tiempo

Trasvasar un poco de la mezcla en una celda para medir Absorbancia (Avance de reacción a

Medir: Temperatura y pH de la MR

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d) Para calcular la concentración (M) del ferricianuro, se multiplica la concentración inicial del K3Fe(CN) 6 (0.0025 mol dm-3) por los ml tomados en cada muestra y esto dividido entre los mL totales (20mL). e) Luego para calcular la concentración de la vitamina C esto se multiplica la concentración inicial de la vitamina C (0.004 mol dm -3) por los mililitros tomados de esta última entre el volumen final (20mL). Ejemplo:  



() )

    () )

= 0.0008 M

0.001 M  f) Para calcular la fuerza iónica (I) se utiliza la formula I= ½( ∑   ) donde Z es la carga y C la concentración. En el medio de reacción, las especies iónicas son Fe(CN) 63-, 3K +, H + , NO3-, Na+ y Cl -; sin embargo, la concentración del NaCl (cloruro de sodio) es mayor con respecto a los otros iones y al ser un electrolito fuerte se considera que se disocia completamente, por esta razón, para el cálculo de fuerza iónica únicamente se tomó en cuenta al NaCl y al HNO3 (ácido fuerte, también se considera que se disocia por completo). g) Por último, el cálculo del pH se realizó utilizando la concentración final del ácido nítrico. Al ser un ácido fuerte, se utilizó la fórmula pH=-log[H+]. Para las primeras corridas, donde no se agregó ácido nítrico, se consideró que el pH, estaba dado por la vitamina C, utilizando la 

=



fórmula pH= pka - log[H+] por ser un ácido débil. Corrida

Fe(CN)63- (M)

K+

H+

NO3-

VitC

Na

Cl

I

pH

1

0.0008

0.0024

0.0

0.0

0.0005

0.25

0.25

0.2500

3.7

2

0.0008

0.0024

0.0

0.0

0.0005

0.20

0.20

0.2000

3.7

3 4 5 6

0.0008 0.0008 0.0008 0.0008

0.0024 0.0024 0.0024 0.0024

0.0 0.0 0.005 0.005

0.0 0.0 0.005 0.005

0.0005 0.0005 0.0005 0.0005

0.15 0.10 0.20 0.15

0.15 0.10 0.20 0.15

0.1500 0.1000 0.2050 0.1550

3.7 3.7 2.3 2.3

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0.0008 0.0008 0.0008 0.0008 0.0008 0.0008

0.0024 0.0024 0.0024 0.0024 0.0024 0.0024

0.005 0.005 0.010 0.010 0.010 0.010

0.005 0.005 0.01 0.01 0.01 0.01

0.0005 0.0005 0.0005 0.0005 0.0005 0.0005

0.10 0.05 0.15 0.10 0.05 0.00

0.10 0.05 0.15 0.10 0.05 0.00

0.1050 0.0550 0.1600 0.1100 0.0600 0.0100

Tabla 1. 1. Concentración inicial teórica de cada reactivo en la mezcla de reacción y valores teóricos de la fuerza iónica y pH para cada corrida.

RESULTADOS H) Curva patrón de ferricianuro de potasio (1° sesión experimental) La concentración final de cada muestra para la curva patrón, se calculó multiplicando la concentración del K 3Fe(CN) 6 (0.0025M) por los mL tomados en cada muestra y el resultado se dividió entre el volumen final (10 mL). Ejemplo: (0.0025 mol dm-3 x 4 mL) / (10.0 mL)= 0.001 (mol/L) 1

y = 0.9313x + 0.0027 R² = 0.9978

0.8

Datos de regresión lineal m=0.9313 c.cl=0.9978 o.o=0.027

a i c n 0.6 a b r o s 0.4 b A

0.2 0 0.000 0000 0.200 2000 0.400 4000 0.6000 000 0.800 8000 1.000 0000 1.200 2000 Concentración (M) 10-3

Gráfico 1. Curva patrón de ferrocianuro de potasio.

La concentración (M) de cada determinación se calculó restando a la absorbancia obtenida la ordenada al origen (b) de la curva patrón y el resultado se dividió entre la pendiente (m) de la misma. Ejemplo: (0.958-(-0.027))/ 931.3= 0.001026 M a) Cálculo de la constante de rapidez por el método m étodo integral. El pseudorden de reacción obtenido para el ferricianuro de potasio en la primera sesión experimental fue de 2. Corrida 1 N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia

Concentración -4 (M) 10

1/Conc.

1

20

0.531

5.670

1762.77

2.3 2.3 2.0 2.0 2.0 2.0

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60

0.407

4.340

2303.41

3 4

100 140

0.376 0.366

4.010 3.900

2494.70 2563.36

5 6

180 220

0.362 0.361

3.860 3.850

2591.90 2599.13

7 8

260 300

0.360 0.360

3.840 3.840

2606.41 2606.41

9 10 11

340 380 420

0.359 0.359 0.359

3.830 3.830 3.830

2613.72 2613.72 2613.72

12 13

460 500

0.359 0.359

3.830 3.830

2613.72 2613.72

Tabla 2. Datos 2. Datos obtenidos de absorbancia a bsorbancia de cada intervalo de medición. La concentración de ferricianauro se calculó a partir de la regresión de los datos de la curva patrón. y = 9.1491x + 1638 R² = 0.9294

3000.00 2500.00 )2000.00 1 M 1500.00 ( C / 1

1000.00 500.00 0.00 0

20

40

60 80 100 120 Tiempo (s) Gráfico 2. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.

Kps= 9.1491 Corrida 2 N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia

Concentración (M) -4 10

1/Conc.

1 2 3 4 5 6

20 60 100 140 180 220

0.536 0.427 0.399 0.390 0.387 0.385

5.730 4.560 4.260 4.160 4.130 4.110

1746.240 2194.839 2349.912 2404.518 2423.289 2435.967

7 8

260 300

0.385 0.384

4.110 4.090

2435.967 2442.355

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340

0.384

4.090

2442.355

10 11

380 420

0.384 0.384

4.090 4.090

2442.355 2442.355

12 13

460 500

0.384 0.384

4.090 4.090

2442.355 2442.355

Tabla 3. Datos 3. Datos obtenidos de absorbancia a bsorbancia de cada intervalo de medición. La concentración de ferricianauro se calculó a partir de la regresión de los datos de la curva patrón. y = 7.5459x + 1644.2 3000.000 R² = 0.9269 2500.000 )2000.000 1 M (1500.000 C / 1

1000.000 500.000 0.000 0

50

Tiempo (s)

100

150

Gráfico 3. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.

Kps = 7.5459 Corrida 3 N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.533 0.401 0.358 0.340 0.332 0.327 0.325 0.324 0.323 0.322 0.322 0.322 0.322

5.690 4.280 3.820 3.620 3.540 3.480 3.460 3.450 3.440 3.430 3.430 3.430 3.430

1756.119 2338.112 2621.081 2760.955 2828.029 2871.631 2889.451 2898.444 2907.493 2916.599 2916.599 2916.599 2916.599

Tabla 4. Datos 4. Datos obtenidos de absorbancia a bsorbancia de cada intervalo de medición. La concentración de ferricianauro se calculó a partir de la regresión de los datos de la curva patrón.

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3000.000 2500.000 ) 2000.000 1 M ( 1500.000 C / 1

1000.000 500.000 0.000 0

50

100 150 Tiempo (s) Gráfico 4. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.


Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1

20

0.564

0.445

1659.131

2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.435 0.395 0.378 0.369 0.365 0.364 0.362 0.361 0.361 0.361 0.360 0.361

0.420 0.404 0.390 0.378 0.366 0.356 0.346 0.336 0.328 0.318 0.311 0.302

2154.222 2373.872 2481.402 2542.370 2570.439 2577.553 2591.901 2599.135 2599.135 2599.135 2606.409 2599.135



3000.000 2500.000 )2000.000 1 M (1500.000 C / 1

1000.000 500.000 0.000 0

50 Tiempo (s) 100 150 Gráfico 5. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.

Kps=8.9343 Corrida 5 N° medición

Tiempo (s)

Absorbanci a


1/Conc.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.826 0.811 0.799 0.786 0.775 0.763 0.752 0.742 0.733 0.723 0.714 0.706 0.698

8.840 8.680 8.550 8.410 8.290 8.160 8.050 7.940 7.840 7.730 7.640 7.550 7.470

1131.14 1152.13 1169.50 1188.91 1205.84 1224.87 1242.85 1259.66 1275.19 1292.89 1309.25 1324.14 1339.38


LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA FISICOQUÍMICA FARMACÉUTICA. TEMA NO. 1 “CINÉTICA QUÍMICA”, ESTUDIO CINÉTICO 2 REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ÁCIDO ASCÓRBICO CON FERRICIANURO DE POTASIO. Efecto iónico y del pH sobre la rapidez de reacción. y = 0.4332x + 1127 R² = 0.9987

1400.00 1350.00 ) 1300.00 1 M ( 1250.00 C / 1

1200.00 1150.00 1100.00 0

100

200

300

400

500

600

Tiempo (s) Gráfico 6. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.

Kps=0.4332 Corrida 6 N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.849 0.835 0.823 0.809 0.796 0.783 0.772 0.763 0.752 0.742 0.733 0.723 0.714

9.090 8.940 8.810 8.660 8.520 8.380 8.260 8.160 8.050 7.940 7.840 7.730 7.640

1100.40 1118.91 1135.28 1154.99 1173.92 1193.48 1210.54 1224.87 1242.85 1259.66 1275.19 1292.89 1309.25


LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA FISICOQUÍMICA FARMACÉUTICA. TEMA NO. 1 “CINÉTICA QUÍMICA”, ESTUDIO CINÉTICO 2 REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ÁCIDO ASCÓRBICO CON FERRICIANURO DE POTASIO. Efecto iónico y del pH sobre la rapidez de reacción. y = 0.4349x + 1094 R² = 0.9991

1350.00 1300.00 )1250.00 1 M (1200.00 C / 1

1150.00 1100.00 1050.00 0

100

200

300

400

500

600


Kps=0.4349 Corrida 7

-3

N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia

Concentración (M) 10

1/Conc.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.906 0.802 0.790 0.779 0.768 0.758 0.749 0.740 0.731 0.722 0.714 0.706 0.698

9.700 8.580 8.450 8.340 8.220 8.110 8.010 7.920 7.820 7.720 7.640 7.550 7.470

1030.96 1165.11 1182.87 1199.63 1216.87 1232.98 1247.85 1263.08 1278.69 1294.69 1309.25 1324.14 1339.38



1600.00 1400.00 1200.00 )1000.00 1 M800.00 ( C / 1 600.00

400.00 200.00 0.00 0

200

400

600



Tiempo (s)

Absorbancia

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.804 0.785 0.775 0.766 0.757 0.748 0.740 0.732 0.724 0.716 0.709 0.702 0.695

Concentración -3 (M) 10 8.600 8.400 8.290 8.200 8.100 8.000 7.920 7.830 7.750 7.660 7.580 7.520 7.430

1/Conc. 1162.20 1190.43 1205.84 1220.06 1234.61 1249.52 1263.08 1276.94 1291.10 1305.58 1318.52 1331.72 1345.18



1400.00 1350.00 ) 1300.00 1 M ( C / 1250.00 1

1200.00 1150.00 0



Tiempo (s)

Absorbancia

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

20 60 100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.795 0.782 0.772 0.765 0.754 0.744 0.736 0.728 0.720 0.713 0.706 0.699 0.693

Concentración -4 (M) 10 8.510 8.370 8.260 8.190 8.070 7.960 7.870 7.790 7.700 7.630 7.550 7.480 7.410

1/Conc. 1175.40 1195.01 1210.54 1221.66 1239.54 1256.27 1269.97 1283.98 1298.30 1311.09 1324.14 1337.46 1349.08



1380.00 1360.00 1340.00 1320.00 ) 1300.00 1 1280.00 M ( 1260.00 C / 1 1240.00 1220.00 1200.00 1180.00 1160.00 0

200

400 600 Tiempo (s) Gráfico 10. Inverso de la concentración de ferricianuro de potasio en función del tiempo.


Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1 2

20 60

0.851 0.856

9.110 9.160

1097.81 1091.37

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.855 0.854 0.850 0.848 0.846 0.845 0.843 0.841 0.839 0.837 0.835

9.150 9.140 9.100 9.080 9.060 9.040 9.020 9.000 8.980 8.960 8.940

1092.66 1093.94 1099.10 1101.70 1104.32 1105.63 1108.26 1110.90 1113.56 1116.23 1118.91



1125.00 1120.00 1115.00 ) 1110.00 1 M ( 1105.00 C / 1 1100.00

1095.00 1090.00 1085.00 0

200

400

600


Kps= 0.064 Corrida 11

N° medición

Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1 2

20 60

0.420

4.480

2231.66

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

100 140 180 220 260 300 340 380 420 460 500

0.418 0.417 0.416 0.414 0.413 0.413 0.412 0.411 0.410 0.409 0.408

4.460 4.450 4.440 4.420 4.410 4.410 4.400 4.380 4.370 4.360 4.350

2242.40 2247.82 2253.25 2264.21 2269.73 2269.73 2275.27 2280.85 2286.45 2292.07 2297.73



2310.00 2300.00 2290.00 ) 2280.00 1 - 2270.00 M ( C 2260.00 / 1

2250.00 2240.00 2230.00 2220.00 0

200

400

600



Tiempo (s)

Absorbancia


1/Conc.

1 2 3 4 5 6 7 8

20 60 100 140 180 220 260 300

0.826 0.823 0.820 0.818 0.816 0.814 0.811

8.840 8.810 8.780 8.750 8.730 8.710 8.680

1131.14 1135.28 1139.45 1142.24 1145.05 1147.87 1152.13

9 10 11 12 13

340 380 420 460 500

0.809 0.807 0.806 0.804 0.802

8.660 8.640 8.630 8.600 8.580

1154.99 1157.86 1159.31 1162.20 1165.11



1170.00 1165.00 1160.00 1155.00

) 1 -1150.00 M ( C 1145.00 / 1

1140.00 1135.00 1130.00 1125.00 0


Kps= 0.0758

-

Constante absoluta de rapidez Del método de Ostwald, se tiene que Kps=Kn[VitC]β El pseudorden de reacción obtenido para la vitamina C fue de cero, por lo tanto t anto β=0 0 Kps=Kn[VitC] Kps=Kn=2

b) Influencia de la fuerza iónica Corrida

pH experimental

pH prom

I

I1/2

Kps (M-1s-1)

Kn

LogKn

1 3.2 0.250 0.500 9.149 9.149 0.9614 2 3.1 0.200 0.447 7.546 7.546 0.8777 3.175 3 3.1 0.150 0.387 10.812 10.812 1.0339 4 3.3 0.100 0.316 8.934 8.934 0.9511 5 1.3 0.205 0.453 0.433 0.433 -0.3633 6 1.3 0.155 0.394 0.435 0.435 -0.3616 1.375 7 1.4 0.105 0.324 0.493 0.493 -0.3070 8 1.5 0.055 0.235 0.364 0.364 -0.4385 9 1.2 0.160 0.400 0.360 0.360 -0.4435 10 1.56 0.110 0.332 0.064 0.064 -1.1938 1.5375 11 1.72 0.060 0.245 0.141 0.141 -0.8502 12 1.67 0.010 0.100 0.008 0.008 -2.1203 Tabla 14. Valores 14. Valores de la constante absoluta de las diferentes corridas, a distintos valores constantes de pH y diferentes valores decrecientes decrecientes de fuerza iónica.

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA FISICOQUÍMICA FARMACÉUTICA. TEMA NO. 1 “CINÉTICA QUÍMICA”, ESTUDIO CINÉTICO 2 REACCIÓN DE OXIDACIÓN DEL ÁCIDO ASCÓRBICO CON FERRICIANURO DE POTASIO. Efecto iónico y del pH sobre la rapidez de reacción. 1.2000 1.1000 1.0000 0.9000 0.8000 K0.7000 g 0.6000 o L 0.5000 0.4000 0.3000 0.2000 0.1000 0.0000 0.300

y = -0.199x + 1.0381 R² = 0.0607

0.350

0.400

0.450

0.500

Gráfico 14. Logaritmo de la constante absoluta en función de la raiz cuadrada de la fuerza iónica. Efecto de la fuerza iónica a un pH= 3.175.

0.550

I1/2

0.0000 -0.10000.200

0.250

0.300

0.350

0.400

0.450

0.500

-0.2000 -0.3000 -0.4000

K g -0.5000 o L


y = 0.2765x - 0.4647 R² = 0.231

-0.6000 -0.7000 -0.8000 -0.9000 -1.0000

0.0000 0.000

I1/2

0.100

0.200

0.300

0.400

0.500

-0.5000 -1.0000 K g-1.5000 o L

y = 4.9095x - 2.4733 R² = 0.7899

-2.0000 -2.5000 -3.0000

I1/2


LogKo= ordenada al origen=-2.4733 M-1s-1 Ko=10-2.4733=3.363x10-3


c) Influencia del pH Kps (M-1s-1) Kn LogKn pH 4 0.1000 3.7 8.934 0.9511 8.934 7 0.1050 0.1000 2.3 0.493 -0.3070 0.493 10 0.1100 2.0 0.064 -1.1938 0.064 3 0.1500 3.7 10.812 1.0339 10.812 6 0.1550 0.1550 2.3 0.435 -0.3616 0.435 9 0.1600 2.0 0.360 -0.4434 0.360 Tabla 15. Valores 15. Valores de la constante absoluta de las diferentes corridas, a distintos valores constantes de fuerza iónica y diferentes valores decrecientes de pH. Corrida

I

Iprom

y = 1.1716x - 3.2963 R² = 0.9368

1.5

Gráfico 17. Logaritmo de la constante absoluta en función del pH. Efecto del pH a una fuerza iónica promedio de 0.1000 M.

1 0.5 K g o L

0 1.5

2.0

2.5

3.0

3.5

4.0

-0.5 -1 -1.5

pH

y = 0.9258x - 2.3837 R² = 0.9855

1.2 1

Gráfico 18. Logaritmo de la constante absoluta en función del pH. Efecto del pH a una fuerza iónica promedio de 0.1550 M.

0.8 0.6 K g o L

0.4 0.2 0 -0.2 1.5

2.0

2.5

3.0

-0.4 -0.6 -0.8

pH

3.5

4.0


-

Calculo de la constante catalítica

En este caso, el gráfico que presenta el mejor coeficiente de correlación, es decir, el que mejor se ajusta al modelo, es el gráfico 18, del cual se toma el valor de la ordenada al origen. Log KH+=ordenda al origen= -2.3837 KH+= 10-2.3837= 4.169x10-3 M-1s-1 DISCUSIÓN Y ANÁLISIS DE RESULTADOS El objetivo principal es observar como afectan a la rapidez de reacción factores que se encuentran en el ambiente, por ejemplo el pH afecta la disociación de la Vit C ya que a pH acidos la vitamina C se encuentra totalmente protonado lo cual no favorece la forma reactiva del antioxidante y no le es posible donar los electrones para la reducción del Ferricianato, en nuestro modelo el HNO 3 que es un ácido fuerte acidifica el medio y desfavorece la reacción, al compara las valores de K n en el Tabla 14 se observa que a valores de pH bajos la K n disminuye y al tener valores de pH mas altos la kn aumenta lo que concuerda con lo anterior, ademas de eso en los graficos 17 y 18 correspondeinets al efecto del pH se observa una pendiente positiva lo cual nos indica una catalisis basica lo que quiere decir que al umenta el pH la rapidez r apidez de reacción se vera favorecida. Otro factor que afecta la reacción y que es motivo de estudio es la Fuerza Ionica, existen en la reacción dos especies el NaCl y HNO 3 que al ser una sal y un ácido fuerte respectivamente se disocian completamente y modifican la fuerza ionica del medio de reacción. En la tabla 15 se observa que cuando la I es grande la Kn es mayor en comparción cuando la I es pequeña. Tomando el gráfico que presenta el mejor coeficiente de correlación (gráfico 16) , es decir, el que mejor se ajusta al modelo, se observa que la pendiente es positiva, lo que significa que la rapidez de reacción aumenta, al incremetar el valor de la fuerza iónica. Esto también muestra que el producto de la carga de los reactivos ZAZB es positiva, positiva, por lo tanto, los reactivos reactivos presentan el mismo signo (+)(+) o (-)(-). CONCLUSIONES Las observaciones en este experimento indican que la rapidez de la reacción de oxidación de Vit C con ferricianarto de potasio, se ve favorecida a pH basicos y al aumentar las fuerza ionica en el medio de reacción a la temperatura de trabajo. Lo podemos cocluir ya que se aplico la teoria del efecto salino primario y se midio el efecto del pH a diferentes concentraciones de HNO 3 , con el trabajo experimental realizado podemos concluir que el producto de las cargas de las especies reactivas es positiva ya que en el grafico 16 la pendiente de la grafica es positiva, la constante catalitica es de 4.169x10 -3 M-1s-1 , el efecto salino es primario pues involucra una sal fuerte el NaCl.

BIBLIOGRAFÍA


Raymond CHANG. “Fisicoquímica”, Capitulo 12.Cinetica química páginas 483-484, 909-912. Castellan. “Fisicoquímica”, capítulo 32.20, PÁG. 877-884

Práctica 2. Estudio cinético efecto de la fuerza iónica y el pH

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