Universidad Nacional Autónoma de México. Facultad de Química. Laboratorio de Equilibrio y cinética. Grupo: 22 Equipo: 1 Alumnos:
Práctica 8 “INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA SOBRE LA RAPIDEZ DE LA REACCIÓN. CINÉTICA DE YODACIÓN DE LA ACETONA.” I. OBJETIVO GENERAL Estudiar el efecto de la temperatura sobre la rapidez de reacción. II. OBJETIVOS PARTICULARES a. Determinar la constante de rapidez de reacción a varias temperaturas b. Obtener la energía de activación de reacción y el factor pre-exponencial de la ecuación de Arrhenius. III. PROBLEMA Obtener la ecuación que relaciona la variación de la constante de rapidez de reacción con la temperatura. INTRODUCCIÓN Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandés, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica: Sin embargo, experimentalmente se observó que este cociente queda, en realidad, entre 2 y 4. Entonces en 1889, el químico sueco Syante Arrhenius propuso otra ecuación empírica que proporciona mejores resultados. La energía de activación es la energía cinética mínima que los reactivos deben tener para que se formen los productos. Esta es justamente la más importante contribución de Arrhenius: la proposición de que los procesos químicos son activados, o sea, precisan de una cierta energía de activación para ocurrir. Así, procesos con baja energía de activación ocurren rápidamente, en cuanto procesos con elevada energía de activación ocurren más lentamente. Cuanto mayor la energía de activación, menos probable será la transformación de reactivos en productos.
DISEÑO EXPERIMENTAL
• • •
A partir de diversas concentraciones determinar el orden de la reacción linealizando las ecuaciones. Sabiendo que la pendiente de las gráficas que mejor se ajusten linealmente representa la K realizar una gráfica final que nos permita conocer la energía de activación y el factor pre-exponencial. Todo lo anterior con base en resultados experimentales con ayuda de un espectrofotómetro y un baño maría.
REACTIVOS Y MATERIALES
Reactivos (I2 – KI) (0.002 M – 0.2M) Acetona 1.33 M HCl 0.323 M
Material 1 Espectrofotómetro 2 celdas espectrofotométricas 1 cronómetro 1 termómetro 4 vasos de precipitados de 50 ml
METODOLOGÍA EMPLEADA Calibración del espectrofotómetro: Encender el aparato y esperar 15 minutos. Seleccionar la longitud de onda y calibrar con el blanco.
Curva patrón: 1. Preparar distintas disoluciones de yodo a diferentes concentraciones. 2. Con la longitud de onda obtenida en la primera parte del experimento, realizar distintas mediciones de absorbancia usando cada una de las disoluciones. Entre cada “cambio” de disolución, usar el blanco para ajustar la absorbancia (llevar a cero) Influencia de la temperatura: •
Temperatura ambiente:
1. Colocar yodo con ácido clorhídrico en un vaso de precipitados. 2. Añadir acetona a la mezcla yodo-ácido clorhídrico y encender el cronómetro. Tomar una alícuota de esta mezcla en la fotocelda y colocarla en el espectrofotómetro para obtener datos de absorbancia. 3. Registrar los datos en tablas. 4. Cada minuto, tomar una alícuota de la mezcla inicial y colocar en el espectrofotómetro; hasta que la mezcla inicial se agote. •
Temperatura diferente al ambiente
1. Repetir los mismos pasos que a “temperatura ambiente”. La diferencia será que la reacción deberá llevarse a cabo a la temperatura indicada, y debe controlarse que esa temperatura sea constante. Si se tiene una temperatura menor al ambiente, usar un baño de hielos; en caso de tener una temperatura mayor al ambiente, usar un baño de agua caliente. DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS Algoritmo de cálculo. a) 1. Determinar la concentración de I2 a a cada tiempo y temperatura, a partir de la cxurva patrón. Registrarlos datos en la tabla 2. Curva patrón: Y = 487.75 x + 0.005 Abs = 478.75 [ ] + 0.0005 C= Abs-bm = 0.468 -0.0005478.75 = 9.76x10-4 Tabla 2.1 Temperatura: 22.4 λ = 460 nm
t (seg) 60
Abs 0.468
120
0.441
180
0.435
C 0.00097 7 0.00092 0 0.00090
Ln C -6.93
1/C 1024.06
-6.99
1086.83
-7.00
1101.84
240
0.413
300
0.381
360
0.358
420
0.335
480
0.309
540
0.28
600
0.251
660
0.223
720
0.193
780
0.164
840
0.134
900
0.105
960
0.094
1020
0.045
1080
0.019
1140
0.011
8 0.00086 2 0.00079 5 0.00074 7 0.00069 9 0.00064 4 0.00058 4 0.00052 3 0.00046 5 0.00040 2 0.00034 2 0.00027 9 0.00021 8 0.00019 5 0.00009 3 0.00003 9 0.00002 2
t seg
Abs
C
30
0.445
0.0009284 6
60
0.417
0.0008699 74
90
0.4
0.0008344 65
120
0.375
0.0007822 45
-7.06
1160.61
-7.14
1258.21
-7.20
1339.16
-7.27
1431.24
-7.35
1551.86
-7.45
1712.88
-7.56
1911.18
-7.67
2151.69
-7.82
2487.01
-7.98
2928.13
-8.18
3586.14
-8.43
4581.34
-8.54
5120.32
-9.28
10758.4 3 25878.3 8 45595.2 4
-10.16 -10.73
lnC 6.98198376 5 7.04704735 8 7.08872005 4 7.15334201 7
1/C 1077.052868 1149.459784 1198.372966 1278.371162
150
0.35
180
0.319
210
0.292
240
0.253
270
0.204
300
0.184
330
0.166
360
0.125
0.0007300 7.22243025 26 8 0.0006652 7.31531134 74 4 0.0006088 7.40389381 77 4 0.0005274 7.54752257 15 1 0.0004250 7.76326781 65 5 0.0003832 7.86671915 9 2 0.0003456 7.96996262 92 5 0.0002600 8.25462810 52 4
T (°C)
T (K)
22.4
295.55
30
303.15
1/T (1/K)
1369.81402 1503.139717 1642.367067 1896.039604 2352.579853 2608.991826 2892.749245 3845.381526
K
LnK 0.003383 0.000000 13.920871 52 9 1 0.003298 13.122363 7 0.000002 4
b) Explicar en qué consiste el método integral para determinar, el orden de reacción y la constante de rapidez a cada temperatura con la información de la tabla 2. Orden cero dAdt= -kpsAα ; dAdt= -kpsA0 ; d[A]= -kpsdt ; A0AdA = -kps 01dt [A]= -kps t + C Consiste en graficar c vs t, Ln C vs t y 1/C vs t, y elegir la gráfica que presenta el mejor valor de correlación lineal (r2). Siendo C vs t la que presenta una r2 de 0.9961. La pendiente de esta gráfica representa constante de de rapidez.
GRÁFICOS.
Puesto que la gráfica de concentración vs tiempo representó el mejor ajuste lineal se dice que la reacción es de orden cero y la pendiente de estas gráficas (a 22.4 y 30 °C) indica la K que nos arroja un valor de 9*10ˉ⁷ y 2*10ˉ⁶ respectivamente, mismas que nos servirán para realizar la anterior gráfica. Con base en la gráfica: LnK=-EaR1T+LnA Sabemos que la pendiente de la gráfica: m=-9413.6=-EaR Ea=-9413.6-8.314=78264.67Jmol Si b=17.93 y b=Ln A entonces A (factor pre-exponencial) eLnA=e 17.93=61 220 949.44=6.12*107
ANÁLISIS DE RESULTADOS •
¿De qué orden es la reacción? De Orden cero.
•
¿Cómo cambia la constante de rapidez de reacción con la temperatura? La constante de rapidez es directamente proporcional a la temperatura.
•
¿Qué valor tiene la energía de activación? ¿Cuáles son sus unidades? Unidades son J/mol. 78264.67Jmol
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¿Qué valor tiene el factor pre-exponencial? ¿Cuáles son sus unidades? No tiene unidades, es adimensional. 61 220 949.44=6.12*107
CONCLUSIONES:
Cualquier reacción es mucho más sensible a la temperatura cuando las temperaturas son bajas que cuando son altas. Cuanto mayor es la Temperatura de operación, mayor es el valor del coeficiente cinético k y por tanto, mayor es la velocidad de reacción. También la velocidad de reacción aumenta al aumentar la temperatura ya que al aumentar la energía cinética de las moléculas, las colisiones son más frecuentes y la reacción se da más rápidamente. La frecuencia de las colisiones que se lleva a cabo en la reacción en la cual se expresa como A y se le conoce como el factor pre-exponencial de la ecuación de Arrhenius, nos da esto una relación con la constante de velocidad, ya que la constante de velocidad es directamente proporcional a la frecuencia de colisiones. MANEJO DE RESIDUOS: Los residuos de las disoluciones usadas se colocaron
en un contenedor de residuos. BIBLIOGRAFÍA: • •
Levine, Ira. Fisicoquímica. Volumen I. 5ª edición. Mc Graw Hill. España. 2004. Maron, Samuel. Fundamentos de Fisicoquímica. 1ª edición. Editorial Limusa. México
