Estudio cinético entre el yodo y la acetona catalizada por ácido

Índice de contenidos
Objetivo
El objetivo de esta práctica es determinar la ley de velocidad empírica. Con este fin nos valemos de la
reacción de iodización de la acetona en medio ácido para hallar sus órdenes de reacción y su constante de
velocidad. Para poder determinarlos empleamos el procedimiento químico de la valoración.
Fundamento Teórico
La química, por su propia naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas convierten sustancias con
propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades diferentes. Gran parte de nuestro estudio de
las reacciones químicas se ocupa de la formación de nuevas sustancias a partir de un conjunto dado de
reactivos. Sin embargo, es igualmente importante entender la rapidez con la que pueden ocurrir las reacciones
químicas. Nuestra experiencia de a vida diaria nos dice que ciertas reacciones son rápidas mientras que otras
son lentas y deseamos comprender los factores que controlan su velocidad.
Cuando se estudia una reacción química, hay que distinguir dos aspectos del problema, uno estático y otro
dinámico. El primero estudia la dirección y la extensión con que se produce la reacción; su estudio se hace
con ayuda de la Termodinámica, que, como sabemos, trata únicamente de estados en equilibrio.
El segundo aspecto del problema, el dinámico, es el objeto de la Cinetoquímica, área de la química que
estudia la velocidad con la que ocurren las reacciones y el camino que siguen. La velocidad de las reacciones
está afectada por varios aspectos:
• Concentración de los reactivos: casi todas las reacciones químicas avanzan con más rapidez si se aumenta
la concentración de uno o más de los reactivos. Por ejemplo, la lana de acero arde con dificultad en el aire,
el cual contiene un 20% de oxígeno, pero se enciende con una llama blanca y brillante en oxígeno puro.
• La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción: la rapidez de las reacciones químicas aumenta
conforme se eleva la temperatura. Es por esta razón que refrigeramos los alimentos perecederos como la
leche. Las reacciones bacterianas que conducen a la descomposición de la leche se llevan a cabo con mucha
más facilidad a temperatura ambiente
Que a las temperaturas más bajas de un refrigerador.
• La presencia de un catalizador: la rapidez de muchas reacciones se puede aumentar agregando una
sustancia que se conoce como catalizador. Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción sin ser
consumido en la misma. La fisiología de casi todas las especies vivas depende de manera crucial de las
enzimas, que son moléculas de proteína que actúan como catalizadores y aumentan la velocidad de
reacciones bioquímicas específicas.
• El área superficial de los reactivos o catalizadores sólidos o líquidos: las reacciones en las que participan
sólidos suelen avanzar más rápidamente conforme se aumenta el área superficial del sólido. Por ejemplo,
una medicina en forma de tableta se disuelve en el estómago y entra al torrente sanguíneo más lentamente
que la misma medicina en forma de polvo.
Velocidad de reacción.
La velocidad de una reacción se define como la variación con el tiempo de la concentración de una de las
sustancias, reactivos o productos que toman parte en la reacción. En una reacción del tipo
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La velocidad de reacción se puede expresar, indistintamente, como velocidad de desaparición de uno de los
reactivos o velocidad de formación de uno de los productos, por:
• d[A] /dt ; −d[B]/dt; d[C]/dt; d[D]/dt;
El signo negativo indica que la concentración de A o B disminuye con el tiempo. Para que la velocidad de
reacción sea independiente del componente usado para definirla, se debe tener en cuenta su coeficiente
estequiométrico. De esta manera es posible definir una única velocidad de reacción, consistente en la
estequiometría de la reacción, por:
v = −1/a d[A]/dt = −1/b d[B]/dt = 1/c d[C]/dt = 1/d d[D]/dt
Si se usa la primera de las definiciones para la velocidad de reacción se ha de especificar la sustancia que se
toma como referencia, puesto que la velocidad puede ser diferente según las especies.
Orden de reacción y ecuación de velocidad.
En general, la velocidad de reacción con las concentraciones se llama ecuación de velocidad. No es posible
predecir la ecuación de velocidad a partir de la ecuación
estequiométrica, sino que se ha de determinar experimentalmente. Así, aunque las reacciones de hidrógeno
con I2 y Br2 siguen ecuaciones estequiométricas iguales, las ecuaciones de velocidad son muy diferentes:
Para H2 + I2 ==> 2HI
d[HI]/dt = k[H2][I2]
Para H2 + Br2 ==> 2BrH
D[BrH]/dt = (k[H2] [Br2]1/2)/(1+ k´[BrH]/[Br2])
Uno de los principales objetivos de la Cinetoquímica es proponer mecanismos que estén de acuerdo con la
ecuación de velocidad experimental.
En la mayoría de los casos, la ecuación de velocidad se puede expresar como el producto de una constante por
las concentraciones elevadas a una cierta potencia:
• dc1/dt = kc1n1*.....* cjnj
De donde n es el orden parcial, así obtendremos el orden total como suma de los órdenes parciales.
El orden de reacción con respecto a un componente es el exponente a que está elevado en la ecuación de
velocidad. Los exponentes son generalmente, números enteros sencillos, aunque también pueden ser
fraccionarios o negativos, dependiendo de la complejidad de la reacción. El orden de una reacción no dice
nada sobre la molecularidad de la misma.
La molecularidad de una reacción indica el número de moléculas que intervienen en un choque que dé lugar a
reacción. La molecularidad es un concepto teórico, mientras que el orden de reacción es empírico. Tienen
valores numéricos diferentes, aunque en general, una reacción de segundo orden es bimolecular y una de
tercero es trimolecular.
La constante de proporcionalidad k se llama constante de velocidad de reacción, y sus dimensiones son
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(concentración)1−n (tiempo)−1
Las unidades de concentración son casi siempre mol*l−1. Si las reacciones son entre gases, la concentración
se puede expresar en función. El tiempo se suele indicar en segundos o minutos.
Dependencia de la velocidad con la concentración.
La velocidad de reacción disminuye conforme se reduce la concentración de los reactivos. A la inversa, la
velocidad aumenta cuando se incrementa la concentración de los reactivos.
Una ecuación de velocidad nos indica como cambia la velocidad de una reacción a una temperatura específica
conforme modificamos la concentración de los reactivos. Las ecuaciones de velocidad se pueden transformar
en ecuaciones que nos dicen cuáles son las concentraciones de los reactivos o productos en cualquier
momento en el transcurso de una reacción.
Como hemos visto, la velocidad de reacción no se obtiene directamente, sino a partir de medidas de la
concentración en función del tiempo. Siempre que se pueda, es conveniente usar la ecuación de velocidad en
forma integrada, ya que lo que se observa de modo directo es la concentración. A continuación señalaremos la
forma integrada de la ecuación de velocidad para los casos más sencillos.
• Reacciones de primer orden.
Una reacción de primer orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración de un solo reactivo
elevada a la primera potencia. Una reacción de primer orden se puede representar:
A −−−−−− productos
Y su ecuación de velocidad vendrá dada por:
• d[A]/dt = k[A]
esta ecuación se puede integrar con facilidad separando variables y teniendo en cuenta que los límites de
integración son [A] y [A]0, haciendo operaciones se obtiene:
ln [A] = ln [a]0 − kt
Esta ecuación tiene la forma general de una línea recta, y =m*x + b, en la cual m es la pendiente y b es la
intersección en y de la línea. Así pues, para una reacción de primer orden, una gráfica de ln [A] contra el
tiempo da una línea recta de pendiente −k y ordenada en el origen ln [A]0.
• Reacciones de segundo orden.
Una reacción de segundo orden es aquella cuya velocidad depende de la concentración del reactivo elevada a
la segunda potencia o de la concentración de dos reactivos distintos, elevada en ambos casos a la primera
potencia.
Para una reacción de segundo orden solo respecto a un reactivo A, está dada por:
Velocidad = k[A]2
Siendo su ecuación integrada:
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1/[A]t = kt + 1/[A]0
si tenemos una reacción de segundo orden respecto de dos reactivos:
A + B −−−− productos
Siendo su ecuación integrada:
Kt = (1/a+b) ln b(a− x)/a(b− x)
• Reacciones de tercer orden.
Reacciones de orden mayor a dos son poco frecuentes en la práctica. Una reacción de tercer orden se puede
representar por:
A + B + C −−−− productos
La ecuación integrada de una reacción de tercer orden es la siguiente:
2*kt = 1/(a−x)2 − 1/a2
Variación de la velocidad de reacción con la temperatura.
La velocidad de la mayoría de las reacciones es muy sensible a la temperatura, observándose
experimentalmente que dicha velocidad aumenta con la temperatura. Arrhenius, fue el primero en dar
formulación cuantitativa de dicha variación. Observó que para casi todas las reacciones el aumento de la
velocidad con la temperatura no es lineal y que la constante de velocidad k y la temperatura absoluta podía
relacionarse por la ecuación empírica:
Log k = A − B/T
Donde A y B son constantes características de la reacción.
Esta ecuación fue interpretada más tarde por Arrhenius que le dio la forma:
K = Ae−Ea/RT
Donde Ea es la energía de activación, A es el llamado factor de frecuencia o preexponencial y R la constante
de los gases ideales.
Determinación del orden de reacción.
Desgraciadamente, no hay un método general para determinar el orden de una reacción. Los procedimientos
más usuales se pueden diferenciar en dos categorías:
• Métodos de integración.
• Métodos diferenciales.
Los primeros se basan en el uso de las ecuaciones de velocidad integradas. Se consideran las diversas
expresiones integradas y se sustituyen en ellas los datos experimentales de concentración− tiempo. La
ecuación que dé para k el valor más constante es la ecuación que expresa mejor el orden de reacción.
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Los métodos diferenciales hacen uso de las ecuaciones de velocidad en la forma general:
dx/dt = k(a− x)n1 (b− x)n2 (c− x)n3
Donde n1, n2 y n3 son los órdenes de reacción con respecto a cada uno de los reactivos. Si se mide la
velocidad inicial de reacción, es decir, cuando esta no ha transcurrido más de 10 por 100 de la reacción, a
diferentes concentraciones de uno de los reactivos, manteniendo las otros dos constantes, se puede determinar
el orden con respecto a dicho componente. Si x es muy pequeño, la velocidad será aproximadamente:
dx/dt = kan1bn2cn3
Si b y c se mantienen constantes, se puede incluir dentro de la constante de velocidad, y la ecuación se
transforma en:
dx/dt = k´an1
Donde k´ = kbn2cn3. Tomando logaritmos en la anterior expresión:
log (dx/dt) = log k´+ n1log a
Midiendo la velocidad inicial a diferentes concentraciones de a se puede calcular n1. Este procedimiento se
puede seguir para calcular todos los exponentes. El método es particularmente útil en reacciones complejas
cuya ecuación de velocidad es difícil de integrar.
Reacciones complejas.
En la práctica, la mayoría de las reacciones químicas no transcurren según algunos de los procesos
elementales que ya hemos explicado, sino por combinación de ellos. Estas reacciones se llaman complejas y,
aunque no existe un método general para estudiarlas, hay, sin embargo, tres casos relativamente simples que
trataremos a continuación. Cabe señalar que es de enorme importancia el que la suma de los procesos
elementales debe darnos el proceso global. Por combinación de estos casos se pueden explicar muchos de los
mecanismos (proceso por el cual se lleva a cabo una reacción) de reacciones complejas.
• Reacciones reversibles
En las reacciones que hemos estudiado hasta ahora hemos supuesto que los reactivos se transforman
complemente en productos. En muchas reacciones la reacción cesa antes de acabar. Esto sucede cuando se
alcanza un equilibrio entre los reactivos y productos de la reacción. Pueden darse varios casos:
• primer orden− primer orden.
A === B
• primer orden − segundo orden
A === B + C
• segundo orden − primer orden
A + B === C
• segundo orden − segundo orden.
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A + B === C + D
Nos limitaremos a discutir el caso más sencillo, es decir, cuando la reacción directa e inversa son ambas de
primer orden.
La reacción directa tiene una constante de velocidad k1, mientras que la reacción indirecta tiene una constante
de velocidad k2.
Si partimos inicialmente de A, con una concentración inicial a, y al cabo de cierto tiempo la concentración de
B es x, la de a será (a− x). La velocidad total de producción de B será, pues:
dx/dt = k1(a − x) − k2x.
En el equilibrio, cuando x = xe:
dx/dt = 0 = k1(a − xe) − k2xe
De donde:
k1 /k2= xe /(a−xe) = kc
Siendo k la constante de equilibrio. Despejando k de la ecuación anterior y sustituyéndola en (1), obtenemos
dx/dt = k1 * (a/ xe) * (xe− x)
• Reacciones consecutivas.
Otro tipo de complicación surge cuando aparecen productos intermedios entre los reactivos y los productos de
reacción.
El caso más simple de tratar es aquel en que una sustancia A produce una B, que a su vez produce una C,
siendo las reacciones de primer orden:
A −−−− B −−−− C
La primera reacción esta regida por la constante de velocidad k1, mientras que la segunda esta controlada por
k2.
Las ecuaciones de velocidad son:
−d[A]/dt = k1[A]
d[B]/t = k1[A] − k2[B]
d[C]/dt = k2[B]
la ecuación para [A] se integra fácilmente, obteniéndose:
[A] = [A0] e−k1t
sustituyendo este valor en la segunda ecuación, esta se transforma en:
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d[B]/dt = k1[A0]e−k1t − k2[B]
que integrada da (si [B0] = 0):
[B] = [A0] (k1/k2 − k1)( e−k1t − e−k2t)
Sumando las tres ecuaciones diferenciales se obtiene que la suma da cero, por lo tanto:
[A] + [B] + [C] = [A0]
Si inicialmente solo había A:
[C] = [A0] (1 + (k1/k2 − k1))*( e−k1t − e−k2t)
• El estado estacionario.
Muchas reacciones más complejas que las discutidas antes incluyen productos intermedios muy reactivos y,
por tanto, en concentraciones muy pequeñas. El estudio de tales reacciones, en especial de las reacciones en
cadena, se simplifica notablemente mediante la aproximación del estado estacionario. En ella se supone que la
concentración de cada producto intermedio se mantiene constante durante el curso de la reacción.
Con objeto de ver en que condiciones la aproximación es válida, vamos a considerar el caso de las reacciones
consecutivas de primer orden estudiadas en el apartado anterior.
Suponiendo que:
d[B]/dt = 0 = k1[A] − k2[B]
resulta:
[A] = [A0] e−k1t
(1)
[B] = [A0] e−k1t
y
[C] = [A0] ( 1 − e−k1t ( 1+ k1/k2)) (2)
Las ecuaciones (1) y (2) son las que se han de comparar con las dos últimas ecuaciones del apartado anterior.
Las ecuaciones son equivalentes si k2>>k1 y t >> 1/ k2.
La primera condición nos dice que la velocidad de reacción del producto intermedio es mucho mayor que la
del reactivo original, o que el intermedio es muy reactivo, siendo, por tanto su concentración en cada
momento muy pequeña. La segunda condición nos asegura que se ha pasado el período de inducción y que la
concentración de B está en un estado estacionario. La aproximación d[B]/dt = 0 no quiere decir que la
concentración de B sea constante durante la reacción, sino que debido al bajo valor de [B] la aproximación es
buena.
• Reacciones paralelas
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También se las conoce con el nombre de reacciones simultáneas o concurrentes. A veces, una sustancia puede
reaccionar por varios caminos a la vez.
Si predomina una de las reacciones esta se llama reacción principal, y a las demás reacciones paralelas.
Vamos a considerar el caso más sencillo en que un reactivo da lugar a varias reacciones y todas sean de
primer orden:
Siendo:
K = k1 + k2 + k3
Por tanto:
[A] = [A0] e−k1t
es decir, que la reacción es de orden uno respecto de A. Operando con B:
d[B]/dt = k1[A] = k1[A0]e−kt
y de aquí:
[B] = [B0] + [A0] (k1/K) (1 − e−kt)
análogamente:
[C] = [C0] + [A0] (k1/K) (1 − e−kt)
[D] = [D0] + [A0] (k1/K) (1 − e−kt)
Si se parte inicialmente solo de A, entonces la concentración inicial de B, C y D es 0, lo que quiere decir que
los productos están en una relación constante independiente del tiempo y de la concentración inicial. Así,
aunque las velocidades fuesen demasiado rápidas para poder medirse, siempre se podrían obtener constantes
de velocidad relativas, midiendo las concentraciones relativas de los productos.
El modelo de colisiones.
Hemos visto que la velocidad de reacción es afectada tanto por la concentración de los reactivos como por la
temperatura. ¿ Cómo podemos explicar estos efectos en el nivel molecular? Una explicación atractiva, que da
cuenta de ambos efectos, es la que proporciona el modelo de colisiones es que las moléculas deben chocar
para que reaccionen. Cuanto más grande se el número de colisiones que ocurren por segundo, mayor será la
velocidad de reacción. Esta idea nos permite entender el efecto de la concentración sobre la velocidad:
conforme aumenta la concentración de moléculas de reactivo, también lo hace el número de colisiones, lo que
conduce a un incremento de la velocidad de reacción. El modelo de colisiones también nos permite
comprender el efecto de la temperatura: con base en la teoría cinético− molecular de los gases sabemos que,
cuando la temperatura aumenta, también lo hace la velocidad de las moléculas. Al moverse las moléculas con
más rapidez, chocan con más fuerza y con mayor frecuencia, esto hace que aumente la velocidad de reacción.
Sin embargo la cuestión no es tan sencilla. Para casi toas las reacciones, solo una pequeña fracción de las
colisiones conduce en efecto a una reacción.
Procedimiento
La reacción que vamos a estudiar es:
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Para la cual cabe la posibilidad de q sea de tercer orden, pero como hemos visto, es básicamente improbable
que tres moléculas choquen a la vez. Por tanto, el proceso debe de estar compuesto por una serie de reacciones
en las que actúen sólo dos tipos de moléculas cuya suma dé como reacción global la que acabamos de escribir.
En este caso, el mecanismo de reacción seria:
Siendo la etapa que determina la velocidad de la ecuación la más lenta de todas, que está señalada.
De todas formas, la ecuación de velocidad sigue siendo:
Donde ð, ð y ð son los órdenes de reacción que se han de averiguar. Sin embargo, suponemos que el orden de
la reacción respecto al yodo es cero, cosa que debemos demostrar y para ello empleamos el método
diferencial. Si ponemos en gran cantidad
las otras dos especies, podemos considerarlas constantes y la única variable será el I2, que si demostramos que
cumple la ecuación:
Que es la ecuación de una recta, cuya pendiente es −Kap, habremos demostrado que el orden de reacción
respecto a I2 es cero.
Y para poder demostrar esto, hallar los demás órdenes, el orden global de reacción y K, debemos preparar 4
disoluciones: una de I2 0'06 M, un litro de disolución 0'01 M de Na2S2O3, 500 mL de HCl 1'2 M, que es el
componente que acidifica el medio, y por último 1L de AcNa al 2'5% en peso, además de la acetona, que ya
está preparada.
Teniendo estas disoluciones preparadas, la práctica consiste en, a temperatura constante, realizar tres series
distintas manteniendo constante la cantidad de yodo empleada, pero variando o la concentración de HCl o la
de acetona, de modo que obtenemos constantes aparentes de velocidad a partir de las cuales desarrollamos tres
ecuaciones con tres incógnitas a resolver:
De donde obtendremos el valor de la constante de velocidad de la reacción (K) y los órdenes de reacción del
HCl y de la acetona (ð y ð)
Método Experimental
Equipo y montaje
El equipo empleado ha consistido en:
• Balanza de precisión, espátula
• Varilla de vidrio
• Embudo
• Cronómetro (0'01 seg.)
• Bañera térmica, termómetro, pinzas y soporte.
• 5 Erlenmeyers (250 mL)
• 1 Bureta (50 mL)
• 3 matraces aforados (de 1L y 500mL)
• 4 vasos de precipitados (500 y 100mL)
• 4 pipetas aforadas (de 25 mL, 20 mL, 10 mL y 5 mL)
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El montaje que se tiene que realizar para esta práctica es escaso. Lo único que precisa de alguna instalación es
el dispositivo para sujetar el erlenmeyer dentro de la bañera térmica, cosa que consiste en un so−porte y unas
pinzas, al igual que para valorar, que solo se necesita un soporte con pinzas que suje−te la bureta.
Realización
Se preparan las disoluciones antes mencionadas, empleando para ello las distintas sustancias necesarias:
• Para la disolución de 1L de AcNa al 2'5% en peso se necesitaban 25g de AcNa:
Pesamos: 25,0006g
• Para la disolución de 1L de Tiosulfato de sodio 0'01M se necesitan:
Pesamos: 2'483g
Molaridad de Tiosulfato: 0,010 M
• Para la disolución de NaOH 1M se necesitan:
Y para valorarla, empleamos ftalato ácido potásico:
Pesamos grs de ftalato: 2,0016g
Volumen valoración: 9'9 mL
Molaridad de NaOH: 0,9899 M
Volumen (mL) NaOH empleado para valorar HCl: 6'4 ml
Molaridad HCl: 1'267 M
Teniendo ya preparadas todas las disoluciones y habiendo realizado ya todas las valoraciones pertinentes, se
procede a pipetear 10 mL de acetona y 10 de HCl y se aforan a 200 mL en un matraz aforado. Seguidamente
se pasa esta disolución a un erlenmeyer y se coloca en el baño térmico 5 minutos para que se atempere.
Naturalmente, el HCL se vierte sobre una cierta cantidad de agua (100 mL aprox.)en un vaso de precipitado,
añadiendo posteriormente la acetona y ya se traspasa a un matraz aforado, donde enrasa a 200 mL.
Una vez que se ha alcanzado el equilibrio térmico en esta disolución, se pipetean 20 mL de la disolución de
I2. Cuando se haya vertido la mitad de esta cantidad sobre la disolución ácida de acetona, se agita
vigorosamente el erlenmeyer y se pone simultáneamente el cronómetro a cero, ya q en este momento el
tiempo debe empezar a contarse.
A los 2−3 minutos, se pipetean 25 mL, q se vierten en un erlenmeyer, se añade indicador de almidón a los 25
mL extraídos, además de 25mL de acetato de sodio 2'5%
para detener la reacción mientras se procede a su valoración con tiosulfato, Cuando la disolución se vuelva
transparente, el tiosulfato ha consumido todo el yodo de la muestra; el volumen empleado para ello es
anotado.
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Se sacan muestras de 25 mL cada 8 minutos, hasta un total de 8 muestras. Y así finaliza la primera serie.
Para la segunda, se deben pipetear 25 mL de acetona y 5 de HCl. El procedimiento es idéntico, salvo que el
período de espera para sacar muestras es menor, de 6 minutos.
Y para la tercera serie, los volúmenes son de 25 de acetona y 10 de HCl y el período de espera entre muestras
es de 4 minutos.
Resultados
Observaciones y datos
Tras realizar con éxito todos los pasos previos, y habiendo hecho ya todas las disoluciones precisas, cuyas
molaridades detallamos en el apartado realización, procedimos a ejecutar la práctica en si, obteniendo los
siguientes resultados en cada serie:
Serie 1
t(s)
2
10
18
26
34
42
50
58
vol (L)
0,0257
0,024
0,0221
0,0203
0,0182
0,0162
0,0146
0,0121
Serie 2
t(s)
2
8
14
20
26
32
38
44
vol (L)
0,0253
0,0239
0,0219
0,0199
0,0179
0,0161
0,0145
0,012
Serie 3
t(s)
2
6
10
14
18
22
26
30
vol (L)
0,0249
0,0228
0,0191
0,0169
0,0149
0,0126
0,0098
0,0078
Teniendo en cada serie los siguientes volúmenes de acetona y clorhídrico:
Serie 1
[HAc] I VHAc (mL) 0,61818182
[H+] I VH+ (mL)
0,05759091
Serie 2
10 1,54545455
10 0,02879545
Serie 3
25 1,54545455
5 0,05759091
25
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Cálculos y resultados
• Comprobación de que la reacción es de orden cero respecto al yodo
Si representamos para cada serie el volumen de tiosulfato, ya que es directamente proporcional al volumen
que existe de yodo:
Y la representación sale una línea recta, el orden de reacción respecto al yodo es cero. Las representaciones de
cada serie dan como resultado:
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En la representación se ve de forma indiscutible como hemos obtenido tres rectas, por lo que queda
demostrado que el orden de la ecuación respecto de I2 es 0.
• Cálculo de los órdenes de ð y ð y cálculo de las constantes de velocidad aparentes (Kapi)
Cuando se representan los resultados de las tres series obtenemos como pendientes las constantes aparentes de
velocidad K'api, ya que la representación es de una magnitud proporcional y no de la concentración directa de
yodo. Por lo
tanto, las tres pendientes se deben dividir por el valor proporcional que relaciona el volumen de yodo con el
de tiosulfato:
Serie 1
Serie 2
Serie 3
Pendiente
(K'api
(M·s−1))
0,00024107
0,00031647
0,00061369
Valores de las pendientes calculados por Excel de donde obtenemos, multiplicando por el valor de la
constante, las tres Kapi:
Serie 1
Serie 2
Serie 3
Kapi (M·s−1)
0,00120521
0,00158215
0,00306808
Sin embargo, para calcular el orden de reacción respecto a la acetona y el clorhídrico no necesitamos conocer
Kapi, a partir de los valores de las constantes aparentes, K'api. Los valores de las series 1 y 3 permiten
determinar ð y los de las series 2 y 3, ð.
La ecuación de velocidad de la reacción global queda, por tanto:
Y sólo nos resta averiguar la constante de velocidad absoluta.
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• Cálculo de la constante de velocidad absoluta (Kabs)
A partir de los datos de las pendientes K'api y de las concentraciones de acetona y H+ de cada serie podemos
calcular tres Kabs, hallando luego el valor promedio de las tres y su tasa de error aleatorio.
1
2
3
Kabs
0,00165175
0,001734677
0,00168193
0,001689452
Y ahora, para calcular el error de la Kabs calculamos primero su desviación típica:
Y luego, como sólo tenemos en cuenta el error aleatorio, multiplicamos el valor de s por el de la t de student
que corresponda:
Por lo tanto, el valor de Kabs es:
Discusión de los resultados
En base a la forma en que varía las Kapi y la disposición de las rectas según varíe la composición de la
acetona y de clorhídrico deducimos que el clorhídrico, al ser el compuesto catalizador, influye muy
notablemente. En la serie 2, donde reducimos drásticamente la concentración de catalizador, se aprecia una
notable lentitud frente a la serie 3, donde el volumen es igual de alto que en la primera serie. Sin embargo
cuando comparamos con esta primera serie la segunda, no se aprecia rapidez, sino lentitud.
Esto se debe a que, a pesar de que el volumen de catalizador empleado sea el mismo, el volumen de acetona
es mucho menor que en la otras dos series. Por ello, a pesar de la cantidad de catalizador que pueda acelerar la
reacción es alta, si la concentración de moléculas reaccionantes es baja, es difícil que se produzca un choque
entre ellas y que la reacción se lleve a cabo. En la segunda serie, el volumen de reactivo acetona es mucho
mayor, pero apenas hay catalizador y la reacción va ligeramente más rápida. Finalmente, en la tercera serie se
aúnan unas cantidades de reactivo y de
catalizador muy altas; se ve claramente como su velocidad es mucho mayor frente las otras dos.
Sin embargo, pese a que las concentraciones de clorhídrico y acetona varíen, ambas siguen siendo mucho
mayores que la concentración de yodo presente en la reacción y se pueden seguir considerando, en sus
respectivas series, constantes frente a él.
Si queremos explicar la ecuación de velocidad empírica obtenida en términos del mecanismo cetoenólico en
medio ácido, debemos recurrir a la aproximación del estado estacionario o etapa limitante. Es decir, la etapa
de la reacción elemental más lenta que el resto de reacciones elementales, la suma de las cuales constituye la
reacción global, es la que determina la velocidad de la reacción.
Por tanto, la constante de velocidad obtenida corresponde a esa etapa limitante, en la que la propanona (+)
pasa a propenol desprendiendo hidrógeno, y es tan lenta porque las cetonas no se oxidan fácilmente a
alcoholes, ya que ellas mismas son agentes oxidantes, por lo que tienden a reducirse y ganar e− y no a
oxidarse y perderlos.
Resumen
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En general, esta es una práctica larga y que requiere una gran compenetración en la pareja, ya que valorar las
disoluciones con 4 minutos de margen, es bastante complicado si no hay un buen entendimiento entre ambos.
También es complejo y largo el proceso de tratar los datos, en los que cometimos bastantes errores hasta que
encontramos la manera de que todo nos diera como corresponde. Todo se debía a una mala interpretación del
guión de la practica, repetidas veces. Pero al final todos los problemas se solucionaron
Bibliografía
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Ftalato potásico, acetato de sodio, y tiosultato de sodio (sólidos); NaOH (1M) e I2 (0,06M); indicador de
almidón
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