UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO Facultad de Estudios Estudios Superiores Cuautitlán Cuautitlán
Laboratorio de Fisicoquímica V
Reporte 4: “Cinética de la reacción entre los iones Férrico y iones Yoduro” Grupo: 2601 A Equipo 1: ● Esquivel Gonzalez Selene ● Jiménez Huerta Miriam Ivette ● Morales Gómez Cecilia Alejandra ● Parra Abad Teresa ● Zárate Naranjo Elizabeth Montserrat
Objetivos. 1 2 3
Investigar la cinética de la reacción entre los iones : férrico y yoduro. Aplicar la metodología experimental para determinar órdenes de reacción por por métodos diferenciales. Seguir el avance de la reacción por espectrofotometría. espectrofotometría.
Introducción. Método diferencial:
Cuando se desconoce el orden de una reacción, se puede construir una gráfica de Van’t Hoff como una ayuda para deducirlo. En una gráfica de Van’t Hoff, se grafica el logaritmo de la velocidad en función del logaritmo de la concentración del reactivo A. Esto es equivalente a hacer una gráfica de la ecuación (41) en papel logarítmico. La pendiente de dicha gráfica nos da el orden n de reacción.Se muestran algunos ejemplos en la siguiente gráfica.
Un método alterno al de Van’t Hoff, y uno de los más populares para determinar el orden de reacción es el método de vida-media. El tiempo de vida media t1/2 de una reacción se define como el periodo de tiempo necesario para que la concentración de un reactivo específico disminuya a la mitad de su concentración inicial. Se emplea la ecuación cinética directamente. Método de las velocidades o de Van't Hoff:
A partir de datos experimentales se puede representar [R] frente a t:
Método de rapidez inicial ( Método diferencial de Van't Hoff ) - se hacen una serie de experimentos donde la concentración inicial del reactivo se varía y se observa como varía la rapidez de la reacción. Ejemplo:
A A º B B Queremos determinar el orden de la reacción con respecto al reactivo A. Para eso variamos la concentración de la especie y observamos la relación con la rapidez. Experimento
[A]0, Molaridad
1
M
(r0)1
2
2M
(r0)2
entonces la razón
Equipos, Reactivos y Materiales.
tendrá un valor dependiente del valor de n.
Equipos 1 espectrofotómetro 1 parrilla de agitación magnética
Reactivos
Material es
9.5 mL de solución de nitrato férrico 0.05M/ en HNO 3 0.0625M 12.5 mL de solución de KNO 3 0.1M/en HNO 3 0.0625M 9.5 mL de solución de KI 0.05M 13 mL de solución de KNO 3 (0.3)
18 vasos de pp de 10 mL 2 pipetas graduada s de 1 mL 2 pipetas graduada s de 2 mL 1 pipeta graduada de 5mL 1 cronóme tro
Desarrollo experimental. 1
Preparar las siguientes mezclas en los vasos de pp etiquetados como sistema IA-IXA.
Tabla 4.1 Sistema A.
2
Sistema
Fe(NO3)3/HNO3 (0.05M/0.0625M) mL
kNO3/HNO3 (0.1M/0.0625M) mL
IA
2.5
0
IIA
2.0
0.5
IIIA
1.5
1.0
IVA
0.5
1.5
VA
0.5
2.0
VIA
0.5
2.0
VIIA
0.5
2.0
VIIIA
0.5
2.0
IXA
0.5
2.0
Preparar las siguientes mezclas en los vasos de pp etiquetados como sistema IB-IXB.
Tabla 4.2 Sistema B.
3
4 ●
Sistema B
KI (0.05M) mL
kNO3 (0.3M) mL
IB
0.5
2.0
IIB
0.5
2.0
IIIB
0.5
2.0
IVB
0.5
2.0
VB
0.5
2.0
VIB
1.0
1.5
VIIB
1.5
1.0
VIIIB
2.0
0.5
IXB
2.0
0
Vierta rápidamente el contenido del sistema IB en el sistema IA, accionando inmediatamente el cronómetro, agitar con agitador magnético durante 5 s, vaciar rápidamente en una celda d el espectrofotómetro, y tomar lectura cada 10 s durante 120 s (Sistema I). Repita el procedimiento del punto número 3 con los otros sistemas. La sesión experimental fue llevada a cabo de manera grupal, debido a la falta de equipos necesarios
Tabla de resultados.
Tabla 4.3 Resultados de absorbancia de los sistemas I-IX. Tiempo (s)
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
IX
0
0.079
--
0.037
0.020
0.013
0.031
0.045
0.098
0.0152
10
0.086
--
0.043
0.025
0.014
0.037
0.063
0.118
0.203
20
0.095
--
0.048
0.029
0.020
0.046
0.081
0.152
0.244
30
0.104
--
0.055
0.033
0.020
0.056
0.098
0.185
0.279
40
0.112
--
0.060
0.037
0.022
0.058
0.111
0.204
0.309
50
0.122
--
0.066
0.041
0.024
0.065
0.130
0.227
0.330
60
0.128
--
0.070
0.045
0.025
0.071
0.138
0.246
0.353
70
0.134
--
0.076
0.052
0.028
0.077
0.148
0.253
0.369
80
0.141
--
0.081
0.055
0.032
0.083
0.158
0.280
0.386
90
0.148
--
0.086
0.058
0.032
0.088
0.168
0.293
0.400
100
0.154
--
0.090
0.062
0.034
0.093
0.177
0.306
0.414
110
0.160
--
0.096
0.065
0.036
0.098
0.186
0.319
0.427
120
0.166
--
0.099
0.069
0.037
0.103
0.194
0.329
0.438
NOTA: El sistema 2 no fue preparado.
ANÁLISIS DE RESULTADOS. ●
Determine las concentraciones iniciales, pH y la fuerza iónica de cada experimento.
sistema
Fe3+ [M]
I- [M]
H+
NO-3
K +
pH
I
0.025
0.005
0.03125
0.22625
0.125
1.505149
0.288203
III
0.015
0.005
0.03125
0.21625
0.145
1.505149
0.248203
IV
0.01
0.005
0.03125
0.21125
0.155
1.505149
0.228203
V
0.005
0.005
0.03125
0.20625
0.165
1.505149
0.208203
VI
0.005
0.01
0.03125
0.17625
0.14
1.505149
0.180781
VII
0.005
0.015
0.03125
0.14625
0.115
1.505149
0.153359
VIII
0.005
0.02
0.03125
0.11625
0.09
1.505149
0.125937
IX
0.005
0.025
0.03125
0.08625
0.065
1.505149
0.098515
Estos datos fueron obtenidos mediante los siguientes modelos de cálculo:
Concentración inicial:
●
VionCion Vtotal
Fuerza iónica: = 1/2∑
CZ2
Plantee la reacción que se lleva a cabo y construir la tabla de cantidades molares de la reacción.
La reacción que se lleva a cabo en cada uno de los sistemas es la siguiente:
●
Explique las funciones del ácido nítrico y del nitrato de potasio en la mezcla de reacción. ¿Cómo puede afectar sus concentraciones en la rapidez de reacción?
El ácido nítrico se agrega a la mezcla con el fin de bajar el pH lo suficiente como para que el ión Fe (III) no precipite en forma de Fe(OH) 2 y que posteriormente se transforma a Fe 2O3, ya que éste se forma con facilidad en pH’s relativamente ácidos.
Si el reactivo Fe (III) precipita, la velocidad de reacción disminuirá, debido a la menor concentración del ion en solución, ya que el ion I sólo podrá reaccionar con la superficie del sólido formado, a su vez, el sólido podría tener un potencial redox diferente,y esto cambiará la constante de reacción al igual que la presencia de sólido interferiría con la medición espectrofotométrica. En cambio, el KNO 3, se añade con el único fin de modificar la fuerza iónica, la cual afecta la constante de reacción, y con ello la velocidad de reacción. Mediante el uso del Método diferencial, se sabe que: log r =log K+ + y = b m x
●
Trace un gráfico de Absorbancia vs Tiempo para cada experimento.
sistema I
Gráfico 1 absorbancia vs tiempo
Sistema III
Gráfico 2 absorbancia vs tiempo
Sistema IV
Gráfico 3 absorbancia vs tiempo
Sistema V
Gráfico 4 absorbancia vs tiempo
Sistema VI
Gráfico 5 absorbancia vs tiempo
Sistema VII
Gráfico 6 absorbancia vs tiempo
Sistema VIII
Gráfico 7 absorbancia vs tiempo Sistema IX
Gráfico 8 absorbancia vs tiempo Se puede observar que sólo en los sistemas I, III, IV y VI se sigue un comportamiento directamente proporcional al tiempo. Por ello, en los demás sistemas, sólo serán tomados en cuenta los puntos para los cuales el sistema describe una tendencia lineal. Lo anterior, será con la finalidad de considerar que no hay ningún tipo de interferencia debida a alguna reacción secundaria logrando que la pendiente de la línea de tendencia de cada uno de los sistemas trabajados, pueda ser utilizada como la rapidez a dicha concentración inicial.
●
Determine el valor de rapidez inicial (r 0) para cada sistema. (Solo considerar los datos en que la absorbancia es linealmente proporcional al tiempo).
Llevando a cabo las respectivas regresiones lineales, se obtendrá la ra pidez de reacción para cada una de las concentraciones iniciales trabajadas. sistema
Fe3+ [M]
I- [M]
r0
I
0.025
0.005
0.0007
III
0.02
0.005
0.0005
IV
0.015
0.005
0.0004
V
0.01
0.005
0.0002
VI
0.005
0.01
0.0006
VII
0.005
0.015
0.0017
VIII
0.005
0.02
0.0024
IX
0.005
0.025
0.0035
Se procede a graficar el logaritmo de la rapidez inicial contra el logaritmo de la concentración de cada ión, como se muestra a continuación:
Se usan solo estos sistemas, debido a que se mantiene la concentración del ion yoduro constante, requisito indispensable para el método. De la ecuación de la recta, se obtiene que: -1.0272=b α=logK+βlog[I-] Se sabe que el valor de la pendiente es el orden respecto al Fe (III), con un valor de: 1.3255.
Los datos con los cuales fue realizado el Gráfico para determinar el orden respecto al hierro sistemas
r0
[Fe3+]
log([Fe3+])
log(r0)
I
0.025
0.0007
-1.60205999
3.1549019 6
III
0.02
0.0005
-1.69897
-3.30103
IV
0.015
0.0004
-1.82390874
3.3979400 1
V
0.01
0.0002
-2
-3.69897
Los sistemas utilizados para ésta regresión, las concentraciones del ion férrico se mantienen constantes, obteniendo lo siguiente: 0.6018=b α=logK+ αlog[Fe3+] Mediante el mismo procedimiento que en el de hierro, se obtiene que el orden respecto al yoduro es: 1.8911. En la tabla siguiente se presentan los datos con los cuales fue realizado el Gráfico para determinar el orden respecto al hierro.
Sistemas
r0
[I-]
log[I-]
log(r0)
VI
0.0006
0.01
-3.22184875
-2
VII
0.0017
0.015
-2.76955108
1.82390 874
VIII
0.0024
0.02
-2.61978876
-1.69897
IX
0.0035
0.025
-2.45593196
1.60205 999
Determinando el valor de la constante de reacción: logK=-1.0272- log[I-]=-1.0272-(1.8911) log(0.005)=3.3243 K =103.3243=2.1101x10 3
Este valor nos indica que la reacción si es espontánea. Conclusiones: Se llevó a cabo el estudio cinético de la reacción: utilizando un Método diferencial,obteniendo valores conforme el avance de esta misma espectrofotométricamente para cada uno de los sistemas trabajados. Se determinó el valor de la constante de reacción que fue de 2.1101103 de manera satisfactoria,con lo cual, puede observarse que si es una reacción espontánea.Y por ende el método diferencial utilizado resultó ser útil, para poder describir el comportamiento de nuestra reacción.
