CINETICA QUIMICA Y BIOLOGICA 14 de Abril del 2015
VELOCIDAD Y CONSTANTE CINETICA EN UNA REACCION QUIMICA MEDIANTE EL METODO DE IODOMETRIA
INTEGRANTES:
GOMEZ GALLEGOS KARINA
OSUNA ASTORGA JESUS VALENTIN
VILLA RENTERIA JESUS ENRIQUE
Introducción
La parte de la química que estudia la velocidad o rapidez con que transcurren las
reacciones químicas es la cinética química, y se refiere a la variación de las
concentraciones de reactivos y productos con el tiempo.
Normalmente la velocidad de una reacción se expresa como la velocidad de
desaparición de un reactivo. Se define entonces la velocidad promedio de una
reacción como la variación en la concentración de reactivos ó productos en un
intervalo de tiempo dado. La velocidad promedio no es una magnitud constante y
en consecuencia no se emplea. La magnitud más utilizada es la velocidad
instantánea, que es la velocidad en un instante dado. Para calcularla es necesario
disminuir el intervalo de tiempo a valores muy pequeños.
El conocimiento de las velocidades de reacción es importante no sólo por sí
mismo, sino también para la industria química, para comprender procesos
bioquímicos importantes para la vida y en otros campos de aplicación.
La cinética química estudia la rapidez o velocidad de las reacciones químicas en
función de la concentración, temperatura, mecanismos de reacción, catalizador.
El objetivo fue determinar la ecuación empírica que relacione la velocidad de una
reacción.
El objeto de estudio de esta práctica fue la determinación de la velocidad de
reacción en función de la variación de la concentración del KI, así como de la
temperatura, particular del sistema.
En la hipótesis se se planteó obtener la ecuación de la velocidad de reacción en
función de la concentración y temperatura tomando como modelo matemático
la ecuación general. y = mx + b.
Las velocidades de reacción dependen generalmente de las concentraciones de
las sustancias reaccionantes. Para la mayoría de las reacciones, las velocidades
son más elevadas cuando las concentraciones de los reactivos son elevadas.
Altas concentraciones significan que un número relativamente grande de
moléculas están juntas en un volumen dado, bajo estas condiciones, las colisiones
entre moléculas reaccionantes que las convierten en moléculas de producto, son
relativamente frecuentes y por consiguiente la reacción es más rápida.
Al aumentar la temperatura de los reactantes, aumentará la energía cinética de las
partículas, esto no solo aumentará la frecuencia de las colisiones si no también la
probabilidad de que las partículas que chocan tengan suficiente energía para
sobrepasar la barrera de la energía de activación.
Muchas reacciones que se producen lentamente pueden desarrollarse a una
velocidad más rápida, mediante la introducción de sustancias conocidas como
catalizadores. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una
reacción, sin ser consumida en ella, el efecto del catalizador es el efecto de
disminuir la energía de activación requerida para la reacción.
Marco teórico
La cinética química es un área de la físico-química que se encarga del estudio de
la rapidez de reacción, cómo cambia bajo condiciones variables y qué eventos
moleculares se efectúan mediante la reacción general. La cinética química es un
estudio puramente empírico y experimental.
El objeto de la cinética química es medir la rapidez de las reacciones químicas y
encontrar ecuaciones que relacionen la rapidez de una reacción con variables
experimentales.
Experimentalmente la velocidad de una reacción puede ser descrita a partir de
la(s) [concentración(es) de las especies involucradas en la reacción y una
constante k, sin embargo esta puede depender de numerosos factores (el solvente
utilizado, el uso de catalizadores, fenómenos de transporte, material del reactor,
etc.), haciendo muy complejo el proceso de determinación de velocidades de
reacción.
Se puede clasificar a las reacciones en simples o complejas dependiendo del
número de pasos o de estados de transición que deben producirse para describir
la reacción química, si solo un paso es necesario (un estado de transición) se dice
que la velocidad de reacción es simple y el orden de la reacción corresponde a la
suma de coeficientes estequiometricos de la ecuación, si no es así se debe
proponer una serie de pasos (cada uno con un estado de transición) denominado
mecanismo de la reacción que corresponda a la velocidad de reacción encontrada.
Las reacciones también se pueden clasificar cinéticamente en homogéneas y
heterogéneas. La primera ocurre en una fase y la segunda en más de una fase. La
reacción heterogénea depende del área de una superficie ya sea la de las paredes
del vaso o de un catalizador sólido. En este capítulo se discuten reacciones
homogéneas.
Rapidez de reacción
La rapidez de reacción está conformada por la rapidez de formación y la rapidez
de descomposición. Esta rapidez no es constante y depende 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.
Uno de los factores más importantes es la concentración de los reactivos. Cuanto
más partículas existan en un volumen, más colisiones hay entre las partículas por
unidad de tiempo. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor,
también es mayor la probabilidad de que se den colisiones entre las moléculas, y
la rapidez es mayor. A medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la
concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de colisión y con ella la
rapidez de la reacción. La medida de la rapidez de reacción implica la medida de
la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es,
para medir la rapidez de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de
reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de producto que
aparece por unidad de tiempo. La rapidez de reacción se mide en unidades de
concentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s, es decir, moles/ (l·s).
Para una reacción de la forma:
Orden de reacción
Para cada reacción se puede formular una ecuación, la cual describe cuantas
partículas del reactivo reaccionan entre ellas, para formar una cantidad de
partículas del producto.
Para una reacción de la forma:
Esto significa, que dos partículas A colisionan con una partícula B, una partícula C
y una partícula D para formar el producto E.
Sin embargo, la probabilidad de que cinco partículas colisionen al mismo tiempo y
con energía suficiente, es escasa.
Más probable es que dos o tres partículas colisionen y formen un producto
intermedio, este producto intermedio colisiona con las demás partículas y forma
otros productos intermedios hasta formar el producto E, aquí un ejemplo:
La descomposición de la reacción principal en llamadas reacciones elementales y
el análisis de estas nos muestra exactamente como ocurre esta reacción.
Por medio de métodos experimentales o por premisas se puede determinar la
dependencia de la rapidez de las reacciones elementales con las concentraciones
de los componentes A, B, C y D.
El orden de reacción está definido como la suma de los exponentes de las
concentraciones en la ley de la rapidez de la reacción. Este es también
llamado orden total de reacción, pues el orden depende del reactivo que se
analice. El orden de la reacciones se determina experimentalmente.
Factores que afectan a la velocidad de las reacciones
Temperatura
Al aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las
partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas.
El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera
aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se
duplica.
Grado de División o Estado Físico de los Reactivos
En general, las reacciones entre gases o entre sustancias en disolución son
rápidas ya que las mismas están finamente divididas, mientras que las reacciones
en las que aparece un sólido son lentas, ya que la reacción sólo tiene lugar en la
superficie de contacto.
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es
menor y su rapidez también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor,
la rapidez es mayor.
Si los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la
reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de
reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre
las partículas.
Naturaleza de los reactivos
Dependiendo del tipo de reactivo que intervenga, una determinada reacción tendrá
una energía de activación:
Muy alta, y entonces será muy lenta.
Muy baja, y entonces será muy rápida.
Concentración de los reactivos
Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente,
cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en
la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará
el número de colisiones.
La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera
general, en la forma:
v = k [A]α [B]β
La constante de velocidad k, depende de la temperatura. α y β son exponentes
que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la
reacción general antes considerada.
α: orden o grado de la reacción respecto de A
β: orden o grado de la reacción respecto de B
α+β : orden o grado total de la reacción
La constante de velocidad k, depende de la temperatura. La dependencia de la
constante de velocidad, con la temperatura, viene dada por la ecuación de
Arrhenius:
Donde la constante A se denomina factor de frecuencia y Ea es la energía de
activación.
Presencia de un catalizador
Los catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la rapidez de una
reacción sin transformarse. La forma de acción de los mismos es modificando el
mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o menor
energía de activación. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química;
no varía su calor de reacción. Los catalizadores se añaden en pequeñas
cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas
determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción,
puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.
PREPARACIÓN DE REACTIVOS
Persulfato de potasio K2S2O8 a 0.07 M (Reactivo mal preparado.)
Hubo un error ya que el K2S2O8 se realizó a otra concentración que fue a 0.07 M, en el cual hubo una equivocación con respecto al cálculo del peso molecular por que se tomó el peso de K2S2O3.
Peso molecular de K2S2O3 = 190 gr/mol, usando una regla de tres para saber cuántos gramos debemos pesar para aforar a un litro de agua.
190 gr ---------------- 1 mol
X ---------------- 0.1 mol
x = 19 gr de K2S2O3
X= son los gramos que tenemos que pesar para diluir en un matraz de un litro para aforar
Entonces se pesó 19 gr de K2S2O8 y se disolvió en 1000 ml, el peso molecular real de K2S2O8 = 270 gr por tanto la concentración obtenida de K2S2O8 se calculó:
270 gr ---------------- 1 mol
19.0016 gr ---------------- X
Aquí x = 0.07 moles en 1 L de agua
Ya que esta diluido en 1 L de agua destilada y (gr/mol) es igual a concentración M entonces la concentración M es K2S2O8 = 0.07 M
Persulfato de potasio K2S2O8 a 0.1005M
Este reactivo se preparó de la misma forma que el anterior solo que esta vez si se utilizó el peso molecular de K2S2O8 = 270 gr.
270 gr ---------------- 1 mol
27.1420 gr ---------------- X
Aquí x = 0.1005 moles en 1 L de agua
Ya que esta diluido en 1 L de agua destilada y (gr/mol) es igual a concentración M entonces la concentración M es K2S2O8 = 0.1005 M
Yoduro de potasio KI a 0.2004M
Este reactivo se preparó de la misma forma que el otro reactivo, usamos la regla de tres para determinar cuántos gramos debemos de pesar para poder aforar correctamente, para tener una concentración de 0.2 M, tenemos que el Peso Molecular del KI es = a 166 gr/mol.
166 gr ------------ 1mol
x ----------- 0.2 mol
x = 33.2 gr de KI
X= son los gramos que tenemos que pesar para diluir en un matraz de un litro para aforar.
Después Nosotros pesamos 33.27 gr de KI
166 gr ------------ 1mol
33.27 gr ----------- x
Aquí x = .2004 moles en 1 L de agua
Ya que esta diluido en 1 L de agua destilada y (gr/mol) es igual a concentración M entonces la concentración M es KI =0.2004
Tiosulfato de sodio Na2S2O3 a 0.01M
Se hiso lo mismo para determinar los gramos que necesitamos para este reactivo pero a una concentración de 0.01 M, entonces usamos la regla de tres y el Peso Molecular del Na2S2O3 = 158 gr/mol.
158 gr ----------- 1 mol
x ----------- 0.01 mol
x= 1.58 gr de Na2S2O3
X= son los gramos que tenemos que pesar para diluir en un matraz de un litro para aforar
Se pesó correctamente por lo cual aplicando regla de 3:
158 gr ----------- 1 mol
1.58 gr ----------- x=0.01 moles en 1 L de agua
X= 0.01 moles en 1 L de agua
Ya que esta diluido en 1 L de agua destilada y (gr/mol) es igual a concentración M entonces la concentración M es Na2S2O3= 0.01 M
Método utilizado
Primeramente se prepararon los reactivos a sus concentraciones indicadas
utilizado el material adecuado para prepararlos primeramente se pesó 19.0016 g
de K2S2O8 en una balanza analítica y se aforo con agua destilada a 1 litro a 0.1 M
(Concentración mal), posteriormente se pesaron 1.58 g de Na2S2O3 en la balanza
analítica y se aforo a 1 litro a 0.01M, en seguida se pesaron 33.20 g de KI en la
balanza analítica y se aforo a 1 litro a 0.2 M posteriormente pasamos a tomar 50
ml de KI(Yoduro de potasio) y del K2S2O8(Persulfato de potasio) en las pipetas
volumétricas de 50 ml, se mezclaron los dos reactivos en el reactor (Matraz
Erlenmeyer 250 ml) y en ese instante tomamos una muestra de 10 ml en una
pipeta volumétrica de 10 ml y la colocamos en un matraz Erlenmeyer 250 ml que
estaba en un baño maría con hielo y agitándose con un agitador magnético
después comenzamos la titulación con Na2S2O3(tiosulfato de sodio este estaba en
una bureta de 50 ml y abríamos la está para dejar pasar el tiosulfato al reactor),
cuando la muestra lograba ponerse transparente se le agregaban 3 gotas de
almidón, este nos indicaba si la muestra todavía contenía iodo , si se ponía negro
es que aun contenía iodo y si seguía transparente el iodo ya había sido eliminado
medimos el volumen del tiosulfato que se utilizó para la titulación y lo
registramos , esperamos 5 minutos contando desde el tiempo 0, y de nuevo
tomamos una muestra de 10 ml y lo titulamos y le pusimos almidón, este
procedimiento se repitió hasta tomar 5 muestras.
Debido a que la concentración del K2S2O8 (Persulfato de potasio) estaba mal,
ahora se pesaron 27.1420 g y se aforaron con agua destilada a 1 litro a 0.1 M
(Concentración bien), y se volvió a repetir todo el procedimiento anterior.
Cálculos
Acontinuacion se muestra la reaccion que ocurre en el reactor.
2 KI + K2S2O8 I2 + 2 K2SO4
La relación de la reacción queda 1:2 Estequiométricamente se necesitan 2 moles de KI para formar 1 mol de I2
Reacción que ocurre con la Titulación
Na2S2O3 + I2 Na2S4O6 + 2 NaI
Por titular con tiosulfato para determinar el iodo la relación de la reacción queda 1:2 ya que estequiometricamente se necesita 1 mol de I2 que se forme NaI
A continuación se mostrara como se obtuvo las concentraciones M en las titulaciones utilizando la regla de 3:
Moles Volumen Concentración
Na2S2O3-------------------1000 ml---------------------1 M
0.01------------------------1000 ml---------------------0.01 M
0.000155-----------------15.5 ml----------------------0.01 M
x Ml gastados en la primera muestra
Los moles Na2S2O3 presentes en los ml gastados en la titulación para cualquier tiempo se obtienen:
0.01 moles ---------1000ml
X ----------- 15.5 ml
La relación estequiometria de I2 respecto al Na2S2O3 queda 1:2
X= moles Na2S2O3
Por tanto X2
= a los Moles de I2
X= 0.000155 Moles de Na2S2O3
X= 0.000155
2 = 0.0000775 Moles de I2 Presentes en 1000 ml
Para determinar la concentración en los 10 ml de la muestra
Moles de I2 ---------1000 ml
X ----------- 10 ml
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
Por tanto
0.0000775 ---------1000 ml
0.00775----------- 10 ml
X= .00775 M I2 Presentes en los 10 ml
Nota .Se repite el procedimiento de arriba para todas las otras titulaciones
Obtención de la gráfica 1 1a−x
Según el libro de Raymond Chang la constante cinética K se da por la
pendiente de la recta. Y por esta forma
1a−x
=K t + 1a
y = mx + b
Por tanto se grafica de esta manera.
X=concentración M de I2
Ya que es a Moles/L
a= es la cantidad KI inicial, X = KI que se va desgastando
KI (0.2004 M) y K2S2O8 (0.07 M)
a = 0.2004 M KI molaridad del ioduro de potasio
x = (se obtuvo multiplicando por 2 la Concentración Molar de I2 ya que la relación estequiometria con KI: I2 es 2 a 1.)
10.2004−(2∗0.00775M )¿
¿=6.0882
Nota Se repite la operación para todas las demás concentraciones.
Para obtener la velocidad de la reacción Sacamos la velocidad de reacción con la ecuación según (Levine, 2004).
Velocidad de Reaccion =[0.00775 ]−[0]
[300 ]−[0 ] = 2.58x10ˉ5 M/s
----------------------------------------------------------------------------------
Resultados
Estas son las concentraciones M de los reactivos utilizados
K2S2O8 = 0.07 Y 0.1005 M
KI= .2004 M
Na2S2O3 =.01 M
Tabla 1. Reacción con K2S2O8= 0.1005 M
Muestra Tiempo (s) Ml de tiosulfato gastado en la
titulación
Temperatura Concentración Molar de I2
2 300 15.5 ml 24 ºc0.00775
3 600 38.6 ml 24 ºc 0.0193
4 900 48.6 ml 25 ºc 0.0243
5 1200 57.5 ml 25 ºc 0.02875
En la tabla 1 se muestran los datos de la titulación y la concentración de I2 que reacciona con respecto al tiempo.
Nota: se omite el tiempo cero para evitar problemas
Tabla 2. Reacción K2S2O8= 0.07 M
Muestra Tiempo (s) Ml de tiosulfato gastado en la
titulación
Temperatura Concentración Molar de I2
2 300 36 ml 27 ºc 0.0183 600 46.2 ml 27 ºc 0.02314 900 50.5 ml 28 ºc 0.025255 2600 55.1 ml 28 ºc 0.02755
En la tabla 2 se muestran datos los que se utilizaron para determinar la concentración de molaridad que existe mientras avanza el tiempo
Nota. Se omitió el tiempo 0 para evitar problemas
----------------------------------------------------------------------------------------------------------
La concentración de M iodo se le resta a la concentración del reactivo KI (0.2004 m) para ver el desgaste
Tabla 3. Resultados del desgaste de la concentración M de KI a través del tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
Tiempo (s)
(M) KI inicial (a)
x a-x
5 0.2004 0.0155 0.184910 0.2004 0.0386 0.161815 0.2004 0.0486 0.151820 0.2004 0.0575 0.1429
En la tabla 3 se muestra el desgaste que hubo en la reacción utilizando el reactivo K2S2O8= 0.1005 M (a= es la cantidad KI inicial, X = KI que se va desgastando).
X se obtuvo multiplicando por 2 la Concentración Molar de I2 ya que la relación estequiometria con KI: I2 es 2 a 1.
200 400 600 800 1000 1200 14000
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
0.035
Producto (I2)
Tiempo (s)
Conc
entr
acio
n M
de
I2
Grafica 1. Producción de I2 en base al tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
En la gráfica 1 se muestra la producción de I2 que se fue formando durante el tiempo de las titulaciones.
200 400 600 800 1000 1200 14000
0.020.040.060.08
0.10.120.140.160.18
0.2
(a-x)
Tiempo (s)
Conc
entr
acio
n M
Ki
Grafica 2. Desgaste de KI en base al tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
En la gráfica 2 se muestra el desgaste de KI durante el tiempo de las titulaciones.
200 400 600 800 1000 1200 14000
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
0.035
0
0.04
0.08
0.12
0.16
0.2
Concentracion de reactivo vs producto
Grafica Productos(I) vs Reac-tivo (KI)Series4
Tiempo(s)
Conc
entr
acio
n M
de
I2
Conc
entr
acio
n M
KI
Grafica 3. Desgaste de KI vs la producción de I2 en base al tiempo. Con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
En la gráfica 3 se muestra el desgaste de KI y la producción de I2 durante el tiempo de las titulaciones.
Tabla 4. Resultados para determinar el orden de la reacción y la Constante cinética con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
Muestra Ml gastados T(s) 1/(a-x)
2 15.5 300 5.40832883
3 38.6 600 6.18046972
4 48.6 900 6.58761528
5 57.5 1200 6.99790063
En la tabla 4 se muestran los datos para obtener el orden de la reacción y la constante cinética de la reacción.
Tabla 5. Velocidades (M/s) con respecto a la reacción con el reactivo K2S2O8= 0.1005 M
Tiempo
Concentración Molar de I2
VELOCIDAD (M/s)
300 0.00775 2.58x10-5
600 0.0193 6.43x10-5
900 0.0243 8.1x10-5
1200 0.02875 9.58 1x0-5
En la tabla 5 se muestra las velocidades que hay entre cada titulación como el tiempo fue constante se dividió la Concentración molar de I2 /300 s que es la diferencia de tiempo entre cada 1.
Tabla 6. Resultados del desgaste de la concentración M de KI a través del tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.07 M
Tiempo (s)
(M) KI inicial (a)
x a-x
5 0.2004 0.036 0.164410 0.2004 0.0462 0.154215 0.2004 0.0505 0.149920 0.2004 0.0551 0.1453
En la tabla 6 se muestra el desgaste que hubo en la reacción utilizando el reactivo K2S2O8= 0.07 M (a= es la cantidad KI inicial, X = KI que se va desgastando).
X se obtuvo multiplicando por 2 la Concentración Molar de I2 ya que la relación estequiometria con KI: I2 es 2 a 1.
200 400 600 800 1000 1200 14000
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
Producto (I2)
Tiempo (s)
Conc
entr
acio
n M
de
I2
Grafica 4. Producción de I2 en base al tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.07 M
En la gráfica 4 se muestra la producción de I2 que se fue formando durante el tiempo de las titulaciones.
200 400 600 800 1000 1200 14000.135
0.14
0.145
0.15
0.155
0.16
0.165
0.17
(a-x)
Tiempo (s)
Conc
entr
acio
n M
Ki
Grafica 5. Desgaste de KI en base al tiempo con el reactivo K2S2O8= 0.07 M
En la gráfica 5 se muestra el desgaste de KI durante el tiempo de las titulaciones.
200 400 600 800 1000 1200 14000.135
0.14
0.145
0.15
0.155
0.16
0.165
0.17
0
0.005
0.01
0.015
0.02
0.025
0.03
Concentracion de reactivo vs producto
Reactivo (KI) Producto (I2)Tiempo(s)
Conc
entr
acio
n M
de
I2
Grafica 6. Desgaste de KI vs la producción de I2 en base al tiempo. Con el reactivo K2S2O8= 0.07 M
En la gráfica 6 se muestra el desgaste de KI y la producción de I2 durante el tiempo de las titulaciones.
Tabla 7. Resultados para determinar el orden de la reacción y la Constante cinética con el reactivo K2S2O8= 0.07 M
Muestra Ml gastados T(s) 1/(a-x)
236
3006.08272506
346.2
6006.48508431
450.5
9006.67111408
555.1
12006.88231246
200 400 600 800 1000 1200 14000
1
2
3
4
5
6
7
8
f(x) = 0.00172528699260811 x + 4.99961336933631R² = 0.971347803837898
1/(a-x)
Tiempo (s)
I/(a-
x)
Grafica 7. Se muestra los datos para determinar la constante cinética y el orden de la reacción K2S2O8= 0.1005 M
200 400 600 800 1000 1200 14005.6
5.8
6
6.2
6.4
6.6
6.8
7
f(x) = 0.00086159731947654 x + 5.88411098538247R² = 0.965179525031549
1/(a-x)
Tiempo (s)
I/(a-
x)
Grafica 8. Se muestra los datos para determinar para determinar la constante cinética y el orden de la reacción K2S2O8= 0.07 M
1a−x
= Kt + 1a
Supuestamente la pendiente de la recta (grafica 7 y 8) es la constante k por lo que
k = 0.0017 M-1/s y 0.009 M-1/s respectivamente. La reacción es de segundo orden
con respecto al reactivo KI por la forma de la recta.
Si al graficar 1a−x contra el tiempo se obtiene una línea recta, entonces la reacción
es de segundo orden respecto al reactivo en cuestión(Spencer, Bodner, & Rickard,
2000). En este caso vario por el tipo de concentraciones utilizadas en los
reactivos.
Discusión
Como se observa en las gráficas conforme avanza el tiempo la concentración de los reactivos va disminuyendo y la concentración de los productos va aumentando y en base a las velocidades que obtuvimos podemos decir que conforme avanza el tiempo la velocidad del reactivo para formar productos va disminuyendo considerablemente, como se observa en las gráficas al principio de la reacción es cuando varían mas los ml gastados de titulante conforme avanza el tiempo menor es la variación y menor el porcentaje de error.
Conclusión
En esta práctica aprendimos el concepto de lo que es la cinética química y a
determinar la velocidad con la que ocurre una reacción química y como va
cambiando la concentración de un reactivo conforme pasa el tiempo para generar
un producto, y como afecta esto a la velocidad con la que ocurre la reacción,
gracias a la mala aforación de uno de los reactivos que utilizamos pudimos
observar como variaba la velocidad en que reaccionaban los reactivos ya que
había una mayor y una menor concentración y como sabemos a mayor
concentración más elevada es la velocidad de reacción, los objetivos de esta
práctica fueron exitosamente cumplidos.
Bibliografías:
Química, Raymond Chang, editorial McGraw-Hill, sexta edición, cinética química, pagina 506.
Fundamentos de química física, Wayne E. Wentworth, editorial McGraw-Hill, cuarta edición, cinética química clásica, pagina 259.
Fisicoquímica, Gilbert W. Castellan. Editorial Pearson, segunda edición, cinética química, pagina 841.
LOGAN, S.R.: Fundamentos de Cinética Química. Addison Wesley. 1999
GONZÁLEZ UREÑA, A.: Cinética Química. Editorial Síntesis, S.A., Madrid, 2001.
Levine, I. N. Fisicoquímica, 5ª edición, vol. 2, McGraw Hill, Madrid, 2004.
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