Practica De Laboratorio #1 (4).pdf

Determinación del orden global y la energía de ionización

Química General II

Presentado por: Daniel Cortés Angélica López

Presentado a: Jhonny Castillo

Corporación Tecnológica de Bogotá (CTB) Bogotá D.C. 2017

RESUMEN

Esta práctica se dividió en dos experimentaciones, en las cuales se debía determinar tanto el orden de la reacción como la energía de ionización, la primera parte en la cual se debía determinar el orden de la reacción, realizamos 7 ensayos en los cuales a algunos se varió o dejo tal cual las concentraciones y cantidad de los reactivos, y en el segundo simplemente cambiamos la temperatura de la reacción y así se determinaba la energía de ionización de los ensayos y cómo afectaba la temperatura en su velocidad de reacción y en su energía de activación, concluyendo que la ecuación era de orden 2 y que la temperatura aumenta la energía de activación. PALABRAS CLAVE: Energía, temperatura, orden.

ABSTRACT This practice has been divided into two experiments, in which both the order of the reaction and the power of the ionization were to be determined, the first part in which the order of the reaction was to be determined, performs 7 tests in which Some heats were varied as were the concentrations and amount of reagents, and in the second we simply changed the reaction temperature and thus determined the ionization power of the tests and how the temperature in their reaction rate and in their energy Activation, Concluding that the equation was of order 2 and that the temperature increases the activation power. Key Words: ​Energy, temperature, order INTRODUCCIÓN

El objetivo principal de esta práctica es la realización experimental para la determinación del orden de la reacción, ya que esta es la única manera sin tener datos de poder sacarla, otra de las partes que se puede observar en esta es la energía de ionización que se presenta a diferentes temperaturas, ya que esta variable afecta la energía de colisión. Para cada reacción se puede ​describir una ecuación la cual determine cuántas partículas del reactivo reaccionan entre ellas, para formar una cantidad de partículas del producto, según esto llegamos al orden de la reacción, que se encuentra definido como la suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de la

rapidez de la reacción, este orden se determina experimentalmente.​1 La rapidez de reacción se define con la siguiente expresión v=K*[A]​n​*[B]​m Donde v es la velocidad de reacción, K la constante cinética , los [ ] (corchetes) denotan la concentración del reactivo, y la concentración de los reactivos se encuentra elevada a su correspondiente coeficiente cinético.​1

La energía de activación es definida ​la derivada del logaritmo natural de la constante de reacción respecto a la temperatura, multiplicada por la constante de los gases y por el cuadrado de la temperatura. La energía de activación puede tener un valor positivo o negativo, y su fórmula representativa es: Ea

K = A * e− RT Donde : ● ●

K :constante cinética (dependiente de la temperatura) A :factor pre-exponencial o factor de frecuencia. Indica la frecuencia de las colisiones. ● Ea: energía de activación, expresada en J/mol. ● R: constante universal de los gases. Su valor es 8,3143 J·K​-1​·mol​-1 ● T:temperatura absoluta Con esta la denominada ecuación de Arrhenius, se puede calcular la energía de activación 3​ ANÁLISIS DE RESULTADOS ● Determinación del tiempo de reacción La reacción que se experimentó en este procedimiento es: 3I​-​ + H​2​O​2​+2 H​+​---> I​3​+ 2H​2​O S​2​O​3 + ​ 2 I ---> I​3​+ S​4​O​6​ I​2+ ​ I ----> I​3 ​

​Paso1

​ Paso 2 ​Paso 3

En esta reacción el almidón teñía al ión yoduro (I​3​) , que sucedía en la reacción con el tiosulfato este se encontraba mucho más concentrado por lo tanto se consume primero el tiosulfato de sodio, y el I​3​ no tiene tiempo de reaccionar.

Se realizaron los siguientes experimentos:

EXPERI MENTO

Agua (mL)

Buffer (mL)

KI 0,3 M (mL)

Almidón (mL)

H​2​O​2​ 0,1M (mL)

TIEMPO DE REACCIÓN (s)

1

4

1

1

5

3

206

2

3

1

2

5

3

140

3

2

1

3

5

3

134

4

1

1

4

5

3

124

5

2

1

1

5

5

88

6

0

1

1

5

7

80

7

5

1

1

5

2

92

SOLUCIÓN A

SOLUCIÓN B

El experimento se realizó a temperatura ambiente, puesto que la variación de la misma puede afectar los resultados. Al iniciar, como lo podemos ver en la tabla anterior, se se varió la [I​2​] mientras que la [H​2​O​2​] se mantenía constante, luego del 4 experimento se probó con el proceso contrario, mantener constante la [I​2​] y variar la [H​2​O​2​]. Para hallar la concentración del Yodo determinamos la concentración en cada uno de los experimentos de acuerdo a la siguiente fórmula obteniendo los siguientes resultados: mL de X * M=

1L 1x10−3 mL

*

mol X 1L

= mol de X

mol de X L de sln

Experimento #1 0,3mol I 1mL de KI * 1000mL = 3x10−4 mol de I MI =

3x10−4 mol de I 0,014 L de sln

M I = 0, 021 Experimento #2 2 mL de KCl *

0,3mol I 1000mL

= 6x10−4 mol de I

MI =

6x10−4 mol de I 0,014 L de sln

M I = 0, 043 Experimento #3 3 mL de KCl * MI =

0,3mol I 1000mL

= 9x10−4 mol de I

9x10−4 mol de I 0,014 L de sln

M I = 0, 064 Experimento#4 4 mL de KCl * MI =

0,3mol I 1000mL

= 12x10−4 mol de I

12x10−4 mol de I 0,014 L de sln

M I = 0, 086 Experimento #5 5 mL de H 2 O2 * M H 2 O2 =

0,1H 2 O2 1000mL

= 5x10−4 mol de H 2 O2

5x10−4 mol de H 2 O2 0,014 L de sln

M H 2 O2 = 0, 036 Experimento # 6 7 mL de H 2 O2 * M H 2 O2 =

0,1 H 2 O2 1000mL

= 7x10−4 mol deH 2 O2

7x10−4 mol de H 2 O2 0,014 L de sln

M H 2 O2 = 0, 05 Experimento #7 2 mL de O2 * M H 2 O2 =

0,1mol H 2 O2 1000mL

= 2x10−4 mol de H 2 O2

2x10−4 mol de H 2 O2 0,014 L de sln

M H 2 O2 = 0, 014 Obteniendo los siguientes resultados:

KI (mol)

KI (molaridad) H​2​O​2​ (mol)

H​2​O​2​ (molaridad)

I​3​ (mol)

I​3​ (molaridad)

0,00030

0,021

0,00030

0,021

0,00010

0,0071429

0,00060

0,043

0,00030

0,021

0,00020

0,0142857

0,00090

0,064

0,00030

0,021

0,0001

0,00040

0,00120

0,086

0,00030

0,021

0,00030

0,0214286

0,00030

0,021

0,00050

0,036

0,00010

0,0071429

0,00030

0,021

0,00070

0,050

0,00010

0,0071429

0,00030

0,021

0,00020

0,014

0,00010

0,0071429

Utilizamos el método gráfico para determinar el orden de la reacción, el cual consiste en determinar por un lado el Ln [] arrojando los siguientes resultados:

TIEMPO

[I]

Ln[]

1/[]

74

0,014

-4,26869795

71,4285714

206

0,021

-3,86323284

47,6190476

88

0,036

-3,32423634

27,7777778

140

0,043

-3,14655516

23,255814

80

0,05

-2,99573227

20

134

0,064

-2,7488722

15,625

124

0,086

-2,45340798

11,627907

Al graficar obtenemos lo siguiente:

Donde: m=​ 0.2858 B=​ 4.4005 r2 =​ 0.9611

Donde:

m=​ -8.9703 B=​ 66.929 r2 =​ 0.8303 Por lo anterior decimos que es de orden 1, puesto que da más recta en el Ln [] lo que nos indica orden 1. Al reemplazar en la ecuación de orden 1 obtenemos lo siguiente. Ln[I​2​] = Ln[I​2​]​o​ - akt y = mx + b y= Ln[I​2​] b= Ln[I​2​]​o m= - ak x= t (Ln[I​2​]) = (Ln[I​2​]​o​) (- ak)(t) y = (4.4005) - (0.2858)x CONCLUSIONES ● La temperatura es un factor determinante en el proceso de reacción entre dos reactivos, ya que esta afecta la energía de colisión de las partículas , es decir, la energía cinética de una reacción aumentando o disminuyendo su proceso. ● Al realizar la comparación entre el Logaritmo natural de la concentración y el inverso de la concentración decimos que como es más recta cuando se grafica el logaritmo natural de la concentración con el tiempo decimos que es de orden 1. ● Si la reacción es de orden 1 inferimos que el cambio de la concentración es directamente proporcional. ● La velocidad de reacción va a estar ligada o depender directamente de la energía que los reactivos poseen. ● El tiosulfato de sodio que se nos entregó en la práctica prácticamente estaba muy concentrado por lo tanto era difícil que se consumiera el ión yoduro por esto no se producía el color azul, por lo tanto se realizó la práctica sin utilizar el tiosulfato, siguiendo éste concepto.

BIBLIOGRAFÍA 1. Cinética química. (2017). Recuperado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Cin%C3%A9tica_qu%C3%ADmica#Orden_de_re acci.C3.B3n 2. Energía de activación .(2017). Recuperado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Energ%C3%ADa_de_activaci%C3%B3n 3. Ecuación de Arrhenius. (2017). Recuperado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Arrhenius