PRACTICAS DE CINÉTICA QUÍMICA (MODIFICACIÓN A LAS PROPUESTAS

ACTUALES)

PRACTICA 1 ECUACIÓN DE NERNST, TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA QUÍMICA

EN ENENERGIA ELECTRICA

OBJETIVOS

- Observar el comportamiento de la solución y los electrodos durante el proceso.

- Identificar los productos de la electrólisis e inferir la naturaleza de las transformaciones

que tienen lugar.

- Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los

procesos que han tenido lugar.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Como se sabe si en una solución de un sistema redox se introduce un metal inatacable

p.ej.: platino, se establece una diferencia de potencial eléctrico entre la solución y el

metal, que se puede explicar como la tendencia de los electrones a pasar de la

solución al metal, se dice que se establece un potencial de electrodo. Si tomamos

dos sistemas redox y los unimos cerrando un circuito eléctrico, estamos construyendo un

generador de corriente eléctrica; la magnitud de esta corriente dependerá de la diferencia

de potencial existente entre los potenciales de electrodo de cada uno de los sistemas

redox.

Hemos construido una pila. La energía liberada por una reacción redox espontánea puede

usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda

voltaica (pila), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo

de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.

Un ejemplo de celda voltaica es la pila de Daniell, dispositivo que consiste en un electrodo

de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 y un electrodo de Cu sumergido en una

solución de CuSO4. Las soluciones están separadas por un tabique poroso o puente

salino que permite el paso de los iones a través de él. Cuando se conectan ambos

electrodos hay un flujo continuo de electrones que salen del electrodo de Zn hacia el

electrodo de Cu a través del alambre externo y un flujo de iones a través de la solución

como resultado de las reacciones de óxido-reducción espontáneas que tienen lugar en los

electrodos.

El electrodo de Zn es el ánodo y el de Cu es el cátodo. Debido a que los electrones

fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula con un signo

negativo, y el cátodo, con un signo positivo. La diferencia de potencial entre los dos

electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que mueve los

electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial

se le llama fuerza electromotriz o fem y se mide en volts (V). La fem producida por una

celda voltaica se denomina potencial estándar de la celda Ecelda si las concentraciones

de todos los iones son 1M, las presiones parciales de los gases son 1 atm y la

temperatura de la celda es 25°C. Se calcula a partir del potencial de reducción estándar

de cada electrodo ε o que manifiesta la tendencia a adquirir electrones del mismo.

Entonces es posible considerar que la fem de la pila es la resultante de dos simples

potenciales de electrodo. Como sabemos estos potenciales de electrodos no se

determinan en forma absoluta, pero si se determinan respecto a un electrodo

normal de hidrógeno (electrodo de referencia) tomando su valor igual a 'cero'.

En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una celda

voltaica, el ∆Gº es negativo y el potencial de celda positivo.

La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a

partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración. La

ecuación de Nernst nos permite hallar la fem que una celda produce en condiciones no

estándar.

[ ]

[ ]

Donde:

Ecelda = Potencial del sistema que se quiere calcular (Voltios)

E0celda= E0

catodo - E0anodo =Potencial estándar del sistema

T = Temperatura absoluta en °K

R = Constante universal de los gases (0,082 lt-atm/°K-mol)

F = Número de Faraday (96.500 Coulomb)

n = Número de electrones que pasan de la forma reducida a la oxidada o viceversa.

[Ox] = Concentración molar de la forma oxidada del sistema.

[Red ] = Concentración molar de la forma reducida del sistema.

Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones

transferidos

Una PILA se representa esquemáticamente así:

Zno / [Zn++] =…..Molar // [Cu++] =….Molar / Cuo

Hemipila o semipila Hemipila o semipila

La barra simple representa la unión o el contacto sólido-líquido, la doble barra representa

la unión líquido-líquido de la placa porosa. Por convención la concentración de una

sustancia sólida pura se considera siempre igual a la unidad. Luego entonces, por

convención se calcula el voltaje de una pila como el potencial de electrodo escrito a la

derecha menos el potencial de electrodo escrito a la izquierda en la expresión de la pila; si

estos potenciales son de reducción.

La reacción de la PILA DE DANIEL es: Zno + Cu++ ⇒ Cuo + Zn++ por lo que si

trabajamos a 25°C, la ecuación de Nernst en este caso quedaría:

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

MATERIALES REACTIVOS

- 2 vasos de precipitado de 100 mL - Solución saturada de NaCl o KCl

- Tubo en forma de U - CuSO4 1M

- Voltímetro - ZnSO4 1M

- Dos cables conductores con pinzas cocodrilo en los extremos

- Lámina de Cu y lámina de Zn de 1/2 cm de ancho y 6 cm de largo bien pulidas

- Algodón

PROCEDIMIENTO:

1. Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4

1M hasta aproximadamente la mitad.

2. Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la

solución de ZnSO4 la lámina de Zn

3. Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los

cables conductores como muestra la figura y anote la lectura del voltímetro. Observará

que la aguja del voltímetro se mantiene en el cero de la escala indicando que no circula

corriente porque el circuito está abierto.

4. Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con algodón.

5. Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el otro en la

ZnSO4, como muestra la figura cuidando que no quede aire en su interior.

6. Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una división distinta

de cero, indicando que circula corriente eléctrica, porque el circuito se cerró al colocar

el tubo en U, que constituye lo que se llama puente salino.

ESQUEMA

PREGUNTAS

1. En la electrólisis los cationes se reducen u oxidan, en cuál electrodo?

2. Que es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis?

3. Escribir las reacciones de oxidación y reducción que se producen en la electrólisis de la

solución de KI.

4. Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles de reducción:

2 Cl- → Cl2 + 2 e-

Cu2+ + 2 e- → Cu°

SO32- + 2OH- → SO4

2- + H2O + 2 e-

5. ¿Qué función cumple la fenolftaleína y el almidón?

PRACTICA 2 PRINCIPIO DE LE CHATELIER

OBJETIVOS

Aplicar e interpretar el principio de Le Chatelier

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

Todas las reacciones químicas no se pueden considerar totalmente irreversibles. Con

frecuencia, los reaccionantes forman productos y éstos, a su vez, se combinan

entre sí para generar algo de reaccionantes.

En realidad están ocurriendo dos reacciones simultáneas, cuyo resultado es una mezcla

de reactivos y de productos. Esta situación genera una reacción reversible, la cual

alcanzará el equilibrio cuando las velocidades de formación de productos y de

reconversión de reactivos sean iguales.

Según el principio de Le Chatelier, “cuando un sistema está en equilibrio, y éste se

perturba o se modifica externamente, por cambios en la concentración de las especies

que participan del equilibrio, por cambios en la temperatura, presión o volumen, el propio

sistema se ajustará, en la dirección que minimice, amortigüe o contrarreste el efecto que

la perturbación externa causó en éste, estableciéndose un nuevo equilibrio”

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA

Observar las diferentes consecuencias de variar parámetros en los sistemas sobre el

equilibrio químico del mismo

MATERIALES REACTIVOS

Tubos de ensayo - Cromato de potasio (K2CrO4) 0.10 M

Gradilla - Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.10 M

Beaker de 100 y 250 mL - Hidróxido de sodio (NaOH) 6.0 M

Pipeta graduada - Ácido clorhídrico (HCl) 6.0 M

Placa de calentamiento - Nitrato de bario [Ba(NO3)2] 0.10 M

Estufa - Cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl2 .6H2O) 0.40 M

Hielo

PROCEDIMIENTO:

1. Efecto del cambio en la concentración sobre un equilibrio homogéneo en

solución acuosa

Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión cromato (CrO4)-2

Disponer cinco tubos de ensayos limpios y secos, rotularlos en su orden como 1, 2, 3, 4, 5

Agregar a cada uno las soluciones correspondientes descritas a continuación y realizar

las observaciones pertinentes:

Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión dicromato (Cr2O7)-2

Repita el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando la solución de dicromato de

potasio (K2Cr2O7) 0.10 M

2. Efecto de la temperatura sobre un equilibrio químico homogéneo en solución

acuosa

Se utilizará el sistema basado en la reacción endotérmica:

Poner 5.0 mL de solución de CoCl2. 6H2O 0.10 M, en un beaker de 100 mL,

adicionar gotas de solución de HCl 6.0 M, hasta que se verifique un cambio visible

de color, aproximadamente hasta violeta.

A temperatura ambiente los iones Co(H2O)6-2 y (CoCl)-2 se encuentran en

cantidades suficientes, para establecer un equilibrio observable físicamente a través

de la aparición del color violeta, el cual puede considerarse como la suma del color

rosado y el azul; ya que cuando prevalece la especie Co(H2O)6-2, es azul. Calentar

a baño de maría, hasta cuando se verifiquen cambios. Registrar observaciones.

Permitir que el sistema regrese a la temperatura ambiente. Observar. Someter el sistema

a un baño frio. Observar.

PRACTICA 3 INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA Y DE LA PRESENCIA DE UN

CATALIZADOR

OBJETIVOS

Estudiar, de forma cuantitativa, la influencia de la temperatura y la presencia de un

catalizador sobre la velocidad de la reacción redox que experimentan permanganato y

oxalato en medio ácido.

FUNDAMENTO TEÓRICO

La Cinética Química estudia dos aspectos de una reacción química: la velocidad de la

reacción que mide la variación de la concentración de reactivos y productos con el tiempo,

y el mecanismo de la reacción para pasar de reactivos a productos.

La velocidad de una reacción se define como la disminución de la concentración de un

reactivo o el aumento de la concentración de un producto con el tiempo. Se expresa

en términos de la concentración de uno de los reactivos o productos que intervienen

en la reacción, siempre como una magnitud positiva y con unidades de concentración

dividido por tiempo (M/s).

Como ya se ha indicado en la práctica 10, la velocidad de reacción de una reacción

química depende, principalmente, de los siguientes factores:

- La naturaleza de las sustancias que reaccionan

- La concentración de dichas sustancias

- La temperatura

- La acción de catalizadores

En cualquier estudio cinético se determina la concentración de alguna de las

especies que intervienen en la reacción en un determinado momento a una temperatura

fija. Se determina la cantidad de reactivo que queda o de producto que se forma

cuando ha transcurrido cierto tiempo. Conociendo las cantidades iniciales de

reactivos se calcula la variación de la concentración con el tiempo.

Existen dos tipos de métodos experimentales para determinar las concentraciones,

conocidos como método químico y método físico:

- En el método químico se retira una parte del sistema en reacción a intervalos fijos de

tiempo, para efectuar un análisis y determinar la cantidad de reactivo o de producto, con

lo cual se calcula la velocidad de reacción.

- En el método físico se mide alguna propiedad física de alguna especie de la

reacción que es proporcional a su concentración, como por ejemplo la emisión o

absorción de luz, la presión de los gases, la conductividad de las disoluciones...

Los métodos físicos son preferibles a los químicos porque éstos necesitan modificar o

parar el sistema de reacción. Sin embargo en esta práctica vamos a utilizar un método

químico por su sencillez, para estudiar cinéticamente la reacción

MnO4- + C2O4

2- + H+ Mn2+ + CO2 + H2O

En general puede decirse que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la

temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10 grados en

la temperatura duplica la velocidad de la reacción). Esto es debido a que el

aumento de temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las

moléculas reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el

número de moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesario para

que el choque entre ellas sea eficaz. En 1889, Svanthe Arrhenius estableció

empíricamente que las constantes de velocidad de muchas reacciones varían con la

temperatura según la expresión

K= Ae-Ea/RT

Donde k es la constante de velocidad de la reacción, Ea es la energía de activación, y A

es la constante de Arrhenius. Tomando logaritmos naturales en ambos miembros de la

ecuación, esta queda como

Así, si se representa gráficamente ln k frente a 1/T aparece una línea recta, lo que permite

determinar el valor de la energía de activación. Alternativamente, esa ecuación

puede escribirse para dos conjuntos de valores de k y de temperatura, lo que

permite eliminar la constante lnA. La ecuación resultante, denominada ecuación de

Arrhenius, es:

(

)

Donde T1 y T2 son dos temperaturas en grados Kelvin, k1 y k2 son las

constantes de velocidad a esas temperaturas, Ea es la energía de activación (J mol-1) y

R es la constante de los gases (8,3145 J mol-1 K-1).

Otra forma de acelerar una reacción es utilizando un catalizador, que es una

sustancia que proporciona una secuencia alternativa de la reacción con una menor

energía de activación, lo que permite que un mayor número de moléculas sean capaces

de superar dicha energía y, por tanto, reaccionar. El catalizador participa en la reacción

química sin experimentar un cambio permanente, por lo que su fórmula no aparece

en la reacción química global, si bien se suele situar generalmente sobre la flecha de la

reacción.

Existen dos tipos básicos de catálisis, conocidos como catálisis homogénea y

catálisis heterogénea. En el primer caso, todos los reactivos y los productos de la reacción

están presentes en la disolución o en la mezcla homogénea en que se desarrolla

la reacción. Este es el caso de las reacciones en medio acuoso catalizadas por un ácido o

por un catión de un metal de transición. En la catálisis heterogénea, la reacción transcurre

sobre una superficie sólida adecuada, de modo que los intermedios de reacción cruciales

se sitúan sobre la superficie, y el catalizador está en una fase distinta de la de los

reactivos y productos de la reacción. Este es el caso de multitud de reacciones

catalizadas por elementos de transición y sus compuestos, que permanecen en

estado sólido durante la reacción. En la catálisis heterogénea no todos los átomos

superficiales son igualmente efectivos, denominándose posiciones activas a los

átomos efectivos.

En general, la catálisis heterogénea implica cuatro etapas:

- adsorción de reactivos en la superficie activa

- difusión de los reactivos sobre la superficie

Materiales Reactivos

- Gradilla con tubos de ensayo - Ácido sulfúrico 0,25 M y 1 M

- 3 pipetas de 5 mL - Ácido oxálico 1,5·10-3 M

- 3 vasos de precipitados de 50 mL - Sulfato de manganeso(II) 0,01 M

- Agitatubos - Permanganato potásico 5·10-4 M

- Cronómetro

- Baños de agua a 55, 45, 35 y 25 °C

PARTE EXPERIMENTAL

1.- Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción (Ensayos

1 a 4)

En un tubo de ensayo (tubo A) se ponen 2 mL de disolución de permanganato

potásico 5·10-4 M y 3 mL de disolución de ácido sulfúrico 0,25 M. En otro tubo de ensayo

(tubo B) se ponen 5 mL de disolución de ácido oxálico 1,5·10 -3 M. Se introducen los

dos tubos en el baño de agua a 55 oC y se espera unos cinco minutos hasta que las

disoluciones alcancen la temperatura del baño. A continuación, verter el contenido

del tubo de ácido oxálico sobre el que contiene el permanganato y a la vez poner en

marcha el cronómetro; agitar la mezcla con el agitatubos (no coger el tubo con toda

la mano). Medir el tiempo desde que se realiza la mezcla hasta que desaparece el

color rosa del permanganato.

Repetir el ensayo y verificar que no existe una gran diferencia entre las dos

medidas de tiempo obtenidas.

Realizar ensayos similares a 45 °C, 35 °C y 25 °C. Realizar todos los ensayos por

duplicado. En caso de discrepancia en alguno de los valores de los ensayos 1 a

4, se realizará una tercera medida.

2. Estudio del efecto de un catalizador sobre la velocidad de reacción (ensayo 5)

En el ensayo 5, que también se realizará por duplicado, se medirá el tiempo que

tarda en desaparecer el permanganato desde que se produce la mezcla del contenido de

dos tubos (A y B) a 45 °C.

En el tubo A se colocan 2 mL de permanganato potásico 5·10 -4 M, 3 mL de ácido sulfúrico

0,25 M y una gota de sulfato de manganeso(II) 0,01M, y en el tubo B, 5 mL de disolución

de ácido oxálico 1,5·10-3 M. Una vez añadidos los reactivos a la pareja de tubos, los dos

tubos se introducen en el baño de agua a 45 oC y se espera unos cinco minutos hasta

que las disoluciones alcancen la temperatura del baño. A continuación, se vierte el

contenido del tubo de ácido oxálico sobre el que contiene el permanganato y a la vez se

pone en marcha el cronómetro; agitar la mezcla con el agitatubos (no coger el tubo con

toda la mano). Medir el tiempo desde que se realiza la mezcla hasta que desaparece el

Precauciones de seguridad

Los residuos de todos los tubos de la práctica se eliminarán como disoluciones

ácidas de metales en el recipiente correspondiente.

RESULTADOS Y CUESTIONES

1. Describir brevemente el procedimiento experimental utilizado en la práctica.

2. Escribir la reacción iónica que tiene lugar y ajustarla por el método del ión-electrón.

3. Completar la siguiente tabla con los resultados obtenidos: (la denominación x'

corresponde al ensayo que se repite).

4. Representar una gráfica de la velocidad de reacción frente a la temperatura utilizando

los datos de los cuatro primeros ensayos. Comentar esta gráfica.

5. Utilizando los datos de los ensayos 1 a 4, determinar la energía de activación mediante

la representación de ln 1/t frente a 1/T.

6. ¿Cómo afecta la adición de sulfato de manganeso a la velocidad de la reacción? ¿Es

un catalizador positivo o un inhibidor de esta reacción? ¿Qué tipo de catálisis se produce?

7. Si junto con el ensayo 5 se realizaran otros (6, 7, 8...) a distintas

temperaturas, ¿se modificaría la velocidad de reacción? Razonar la respuesta.

PRACTICA 4 INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS EN LA

VELOCIDAD DE LA REACCIÓN

El iodo elemental que se libera origina un color intenso en la solución en

presencia de almidón. La aparición del color azul tiene lugar cuando se ha formado cierta

cantidad de iodo y, en consecuencia, el tiempo invertido desde la mezcla de las

disoluciones de los reactivos hasta la aparición del color azul, es una medida de

la velocidad de la reacción. Es evidente que el tiempo invertido y la velocidad de

la reacción son magnitudes inversas.

IO3- + HSO3

- → I2 + SO42- + H+ + H2O

Materiales Reactivos

- Vasos de precipitados - Bisulfato sódico

- Vidrio de reloj - Agua destilada

- Varilla agitadora - Almidón soluble

- Matraces aforados - Iodato potásico

- Tubos de ensayo

- Tapones

- Gradilla

- Balanza

- Placa calefactora

PROCEDIMIENTO

- Primeramente se procederá a la preparación de la disolución de bisulfito sódico. Se

calientan 150 mL de agua destilada y cuando hierva, se agrega una papilla ligera formada

por 1 g de almidón soluble en 10 mL de agua destilada. Se mantiene la ebullición unos

4-5 min y se deja enfriar. Se agregan los gramos de bisulfito correspondientes

para obtener una disolución 0,01M y se añade agua destilada hasta obtener 250 mL.

A continuación se preparan 250 mL de una disolución 0,02 M de yodato potásico.

Se colocan en una gradilla 5 tubos de ensayo numerados. En el primero se

depositan 5 mL de disolución de yodato potásico, en el segundo 4 mL, en el tercero 3 mL,

en el cuarto 2 mL y en el quinto 1 mL. A cada uno de los tubos de ensayo se le agrega

agua destilada hasta que todos los tubos tengan 5 mL, agitando para que la disolución

sea homogénea. El volumen en cada tubo es el mismo pero no la concentración.

El esquema de la práctica a realizar es el siguiente:

Se agregan 5 mL de disolución bisulfito sódico-almidón sobre el tubo rotulado 1. Se tapa

y agita fuertemente, dejándolo a continuación en la gradilla y anotándose el tiempo

transcurrido desde que ambas disoluciones se ponen en contacto hasta que aparece el

color azul, lo cual deberá ocurrir simultáneamente en toda la disolución. Si el color no es

uniforme se debe a que no se ha agitado correctamente.

La operación anterior se repite con cada uno de los tubos, anotando en cada caso el

tiempo transcurrido y completando la tabla de resultados que aparece a

continuación. Posteriormente, se representarán los resultados obtenidos gráficamente

para determinar el orden de la reacción

Si la reacción se corresponde a una cinética de primer orden, la ecuación que debe

cumplir es:

[ ] [ ]

Y la representación de Ln [KIO3] frente al tiempo debe ser una línea recta, como se

observa en la figura.

Si la reacción se corresponde a una cinética de segundo orden, la ecuación que

debe cumplir es:

[ ]

[ ]

Y la representación de 1/[KIO3 ] frente al tiempo debe ser una línea recta, como se

observa en la figura:

CUESTIONARIO

1. Ajustar la reacción que tiene lugar mediante el método de ión-electrón

2. Explicar la ecuación de velocidad de la reacción.

3. Calcular la constante de velocidad. ¿Tendría el mismo valor la constante de

velocidad a 50ºC? ¿Cómo se podría calcular a esa temperatura?

PRACTICA 5 ADSORCIÓN EN LA INTERFACE SÓLIDO - LÍQUIDO

Objetivos

Cuantificar el soluto adsorbido por un sólido.

Relacionar la cantidad adsorbida de soluto con la

Cantidad de sólido presente en el equilibrio.

Interpretar los datos de acuerdo con las isitermas de Langmuir y Freundlich.

Fundamentación Teórica

En la superficie de un líquido las fuerzas intermoleculares se hallan en un estado de

desbalance o insaturación . Un fenómeno similar se observa en la superficie de los sólidos

donde las moléculas o iones de la superficie no tienen implicadas todas sus fuerzas de

unión con otras partículas.

Como resultado de esta insaturación, las superficies de los sólidos y de los

líquidos tienden a satisfacer sus fuerzas residuales atrayendo y reteniendo sobre ellas

gases y/o sustancias disueltas con las cuales están en contacto. Este fenómeno de

concentración de una sustancia sobre la superficie de un sólido o de un líquido se llama

adsorción. De esta manera la sustancia que es retenida sobre la superficie se llama fase

adsorbida o adsorbato en tanto que la sustancia ejerce la acción de retención es

denominada adsorbente.

Los estudios de adsorción muestran que el tipo de interacción entre la molécula adsorbida

y la superficie del sólido es de naturaleza variable, presentándose interacciones

débiles del tipo fuerzas de Van der Waals hasta interacciones fuertes que definen

verdaderas uniones químicas. De acuerdo con lo anterior se distinguen dos tipos de

adsorción:

Adsorción física o de Van der Waals

Adsorción química o quimisorción

La adsorción física se caracteriza por calores de adsorción pequeños, del orden de -10

kcal/mol adsorbato y además se observa que el equilibrio de adsorción es reversible y se

alcanza rápidamente. La adsorción física no es muy específica y puede ocurrir en muchos

sistemas a temperaturas moderadas y bajas.

Por el contrario, la quimisorción es altamente específica en su naturaleza y

depende de las propiedades químicas del adsorbato y de la superficie adsorbente.

Los calores de adsorción aquí involucrados son mucho mayores, -100 kcal/mol de

adsorbato hasta -100 kcal/mol de adsorbato; la unión que se establece entre

adsorbato y adsorbente es mucho más fuerte que en el caso de la adsorción física y

en algunos casos se establecen verdaderas uniones químicas de tipo iónico o

covalente.

Es posible relacionar la cantidad de adsorbato con la concentración de equilibrio c,

empleando la ecuación empírica de Freundlich:

En donde x es la masa de adsorbato, m la masa de adsorbente y k y n

constantes

Materiales Reactivos

- Baño termostatado - Acido acético.

- Balanza Analítica - Agua destilada

- Erlenmeyer - Carbón activado

- Pipetas graduadas de 5, 10 y 25 mL - Biftalato de potasio

- Vasos de precipitado de 250 y 100 mL - Soda caústica

- Probetas de 25 mlt

- Soporte universal, pinzas y nueces

- Peras de succión o pipeteadores

- Guantes desechables de látex

PROCEDIMIENTO

En esta práctica se va a estudiar el fenómeno de adsorción de una solución de ácido

acético sobre carbón activado, y verificar si cumple con la ecuación de Freunlich,

encontrando las constantes k y n.

Limpiar y secar ruidosamente nueve (9) frascos con tapa esmerilada.

Preparar 500 ml de solución de NaOH 0,2N. Valorar la solución empleando biftalato de

potasio.

Preparar 500 ml de solución de CH3COOH 0.2N. Titular la solución con NaOH

0,2 N empleando fenolftaleína como indicador.

Pesar nueve muestras de carbón activado de aproximadamente 1 gramo, y

colocarlas en los frascos respectivos. Numerar los frascos de uno a nueve.

A partir de la solución de CH3COOH 0,2 N, preparar 100 ml de cada una de las

siguientes soluciones: 0,15 M; 0,12M; 0,10 M; 0,08 M; 0,03 M y 0,01M.

Adicionar los 100 ml de cada una de estas soluciones, (incluida la solución 0,2 N),

uno por frasco, sobre las muestras de carbón. Añadir 100 ml de H2O destilada al

último frasco.

Tapar los frascos, agitarlos durante ½ hora aproximadamente. Dejar luego los frascos

en reposo dentro de un termostato a 25°C o a temperatura ambiente durante 1

hora.

Proceder ahora a la valoración del ácido no adsorbido en cada frasco luego de que se

ha alcanzado el equilibrio de adsorción. Para ello se filtran las soluciones, se

descartan los primeros 10 a 15 ml de filtrado; se toma en cada caso una alícuota de

10 ml del filtrado y se valora al CH3COOH disuelto con solución de NaOH

(emplear fenolftaleína como indicador). Efectuar cada titulación por duplicado.

Los filtrados de los frascos No. 1 a No. 4 en los cuales se colocaron las

soluciones 0,2 M; 0,15M; 0,12 M y 0,10 M, se pueden valorar con NaOH 0,2 N. Los

filtrados de los frascos restantes, No. 5 a No. 9, en los que se colocaron las soluciones

0,08 M; 0,05M; 0,03 M; 0,01 M de CH3COOH y en H2O destilada, se valoran con

una solución de NaOH más diluida, por ejemplo 0,02 N, que puede obtenerse por dilución

a partir de la solución 0,2 N.

Registre los datos en la siguiente tabla:

Cálculos:

Donde:

N = número de moles de CH3COOH adsorbidos por gramo de carbón.

C = concentración (moles/litro) CH3COOH en la solución luego que se establece el

equilibrio de adsorción.

k y n = constantes empíricas

Realizar una gráfica de log N vs log C. Si el proceso de adsorción cumple la isoterma de

Freundlich se obtendrá una línea recta.

Ejemplo de cálculos requeridos:

PRACTICA 6 CINÉTICA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA POR EL MÉTODO DE LAS

VELOCIDADES INICIALES

OBJETIVOS

1. Estudiar la cinética de una reacción química por el método de las velocidades iniciales.

2. Determinar los órdenes parciales de reacción

3. Determinar el valor de la constante específica de la velocidad de reacción

4. Escribir la expresión de la ecuación de velocidad de una reacción química.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Una reacción reloj es una reacción química en la que un cambio de color súbito marca el

final de la transformación de los reactivos en productos. El tiempo que transcurre hasta el

final de la reacción depende de la concentración de las especies químicas implicadas

en la misma. Si las concentraciones de los reactivos pueden ajustarse de modo que

haya cambios de color de manera periódica, se les denomina reacciones oscilantes.

Este tipo de reacciones son muy utilizadas en el estudio de la cinética de las reacciones

químicas, para conocer a qué velocidad tiene lugar una transformación química. Uno de

los factores que afecta la velocidad de reacción es la concentración de los reactivos. Para

una reacción del tipo: A + B → productos; v = k [A]a [B]b donde v es la velocidad de

reacción, k es la constante de velocidad, y [A] y [B] son las concentraciones molares de

los reactivos. El exponente a se llama orden de la reacción con respecto a A y el

exponente b, orden de la reacción con respecto a B. La suma a + b se conoce como

orden total de la reacción. Estos exponentes se determinan experimentalmente.

En este experimento, se va a estudiar la cinética de la reacción del ión ioduro (I-) con el

bromato (BrO3-) en medio ácido, que es una reacción lenta a temperatura ambiente.

6 I- + BrO3- + 6 H+→ 3 I2 + Br- + 3 H2O (1)

La ecuación de velocidad es de la forma: velocidad = k[BrO3− ]x[I − ]y[H + ]z lo que

necesitamos es encontrar los valores de x, y, z; para ello realizaremos varias experiencias

variando en cada ocasión la concentración de uno de los reactivos y manteniendo

constante la de los otros dos reactivos. Para conocer la velocidad de reacción, hay

que registrar el tiempo de aparición de un producto o la desaparición de un

reactivo. Nosotros emplearemos para seguir la reacción, otra reacción simultánea en

el mismo tubo:

I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O6

2- (2)

Ésta reacción comparada con la reacción (1) es instantánea. La reacción 2

consume el yodo molecular (I2) formado en la reacción 1 tan pronto como éste se

produce, por lo que la concentración de I2 se mantiene muy baja a lo largo del tiempo.

Cuando todo el ión tiosulfato (S2O3-2) se ha consumido en la reacción 2, la concentración

de I2 aumenta considerablemente en la disolución y se forma un compuesto de yodo con

almidón que marca el final de la reacción química (reacción 3)

I2 + almidón → color azul intenso (3)

Una de las características del almidón es que forma un complejo de color azul oscuro en

presencia de yodo, casi de forma instantánea, reacción que se utiliza para su

reconocimiento. En nuestro caso preparamos las soluciones con la concentración

adecuada para producir un retraso en la reacción del yodo con el almidón.

Emplearemos el denominado método de las velocidades iniciales para la determinación

de órdenes de reacción que consiste en medir la velocidad al comienzo de la misma,

cuando los reactivos se han consumido menos del 5-10%. En este caso, las

concentraciones de los reactivos pueden considerarse constantes y aproximadamente

iguales al valor de las concentraciones iniciales. Para conseguir este objetivo

pondremos siempre la misma y pequeña cantidad del ión tiosulfato en nuestros

experimentos. La determinación de la velocidad de reacción se realiza midiendo el tiempo

t, necesario para la formación de una cantidad fija de yodo que produce la desaparición

completa del tiosulfato. Para encontrar la constante de velocidad y los órdenes de

reacción del proceso mantendremos constante la concentración de dos de los reactivos

en un grupo de experimentos y en otro la del tercer reactivo.

Entonces, tomaremos una pareja de pruebas en las que se mantengan constantes las

concentraciones del H+ y I-, y se varíe la de BrO3-. Analizando como varía la velocidad de

la reacción con respecto a ésta concentración para esta pareja de pruebas seleccionada,

deduciremos el valor del exponente “x” en la ecuación de velocidad de la siguiente

manera:

Conociendo la [BrO3−], se obtiene el valor de “x” y se procede de manera similar para

determinar “y” y “z”. Una vez hecho esto se determina el valor de la constante de

velocidad.

MATERIALES REACTIVOS

- Tubos de ensayo - Na2S2O3 0,001 M

- pipetas de 2 y 5 ml - HCl 0,1 M

- pinzas - KI 0,01 M

- Cronómetro - KBrO3 0,04 M

- propipetas - solución de almidón recién preparada

- gradillas

PROCEDIMIENTO

1. Combinar los reactivos de acuerdo a la tabla 1, colocar las cantidades

requeridas de cada reactivo en cada tubo de ensayo identificado como A y B.

2. Agregar el contenido del tubo B en el tubo A y comenzar a tomar el tiempo

con el cronómetro, agitar para mezclar sin derramar la solución.

3. Anotar el tiempo en el que aparece la coloración azul.

4. Para cada prueba tomar el valor promedio del tiempo, el inverso de éste tiempo nos

dará la velocidad relativa en s-1.

5. Calcular la concentración inicial de cada uno de los reactivos en cada prueba y

completar los valores en la tabla del informe.

Tabla 1: Mezclas de reacción

BIBLIOGRAFIA

1. Gómez, M.; Matesanz, A.I.; Sánchez, A.; Souza, P. Laboratorio de Química. 2ª

ed. Práctica 4. Ed. Ediciones UAM, 2005.

2. Petrucci, R.H.; Harwood, W.S.; Herring, F.G. Química General. 8ª ed. Capítulo 15.

Ed. Prentice Hall, 2003.

3. Skoog D. A., West D. M. y Holler F.J., "Fundamentos de Química Analítica". Ed.

Reverte. Barcelona. 1997.

4. Rosero. L. J. Guía Componente Práctico Cinética Química. Universidad Nacional

Abierta y a Distancia. 2012.