INDICE

CARATULA IINDICE IIRESUMEN IIIINTRODUCCION IVOBJETIVOS V

- OBJETIVO GENERAL- OBJETIVO ESPECIFICO

PRINCIPIO TEORICO- VELOCIDAD DE REACCION 1- DETERMINACION DE LA VELOCIDAD DE REACCION 2- FACTORES UE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE REACCION

Efecto de la concentración 2 Efecto de la temperatura 3 Efecto de la catalizador 3 Efecto del grado de división 3

- LEY DE LA VELOCIDAD Y ORDEN DE REACCION 4 Método para determinar el orden de la reacción. 5

Método integral 5 Método diferencial 6

- CONSTANTE DE VELOVIDAD 7PARTE EXPERIMENTAL

- MATERIALES ,EQUIPOS Y REACTIVOS 8- PROCEDIMIENTO 9

RESULTADOS 10DISCUSION DE RESULTADOS 12CONCLUSION 13RECOMENDACIONES 13BIBLIOGRAFIA 14ANEXOS 15

1

RESUMEN

En la práctica realizada en el laboratorio de Química Analítica Cualitativa de la Universidad

Nacional del Centro del Perú, se realizó el experimento del tiosulfato de sodio con ácido

clorhídrico, para poder determinar el orden de esta reacción tomamos al tiosulfato de

sodio con una concentración de 0,25 M y al ácido clorhídrico con una concentración de 2M,

se hicieron variar las proporciones del tiosulfato de sodio mientras que la proporción de

ácido sulfúrico fue constante, para esto controlamos el tiempo en que terminaba de

reaccionar el tiosulfato de sodio al adicionar el ácido clorhídrico que se encontraba en

constante agitación, para poder así apreciar el cambio de coloración de la muestra de un

color claro a un precipitado lechoso, donde llegaba un punto en que no podíamos observar

la cruz que se había trazado en el papel y que se colocó debajo del erlenmeyer en donde se

realizó el experimento.

De donde a partir de los datos experimentales se obtuvo el orden para esta reacción la cual

fue de tercer orden.

2

INTRODUCCION

Hemos estudiado que la mejor manera de deducir si una reacción es de orden cero, uno o dos

con respecto a alguno de los reactivos, es representar gráficamente como evoluciona su

concentración con respecto al tiempo. Una vez conocido el orden de reacción, podemos

“linealizar” la evolución de la concentración con respecto al tiempo para obtener la

pseudoconstante de velocidad (k’) y la expresión de la ecuación de velocidad con respecto al

reactivo estudiado. Entendemos por “linealizar” a la operación que permite transformar la

relación entre la concentración del reactivo y el tiempo en una relación lineal. Esta última nos

permitirá conocer el valor de k’ a partir de la pendiente de la recta obtenida.

En nuestro caso vamos a estudiar la reacción que se produce entre el tiosulfato de sodio y el

ácido clorhídrico, la cual produce azufre coloidal, dióxido de azufre, cloruro de sodio y agua. El

tiosulfato y el ácido clorhídrico producen disoluciones completamente transparentes,

mientras que la del azufre coloidal es completamente opaca. Esto querrá decir que conforme

avance la reacción, la disolución resultante se ira volviendo cada vez más opaca. Para

controlar la variable tiempo nos aprovecharemos de esta propiedad, ya que mediremos para

distintas concentraciones de tiosulfato el tiempo que tarda en dejar de verse una cruz pintada

sobre un papel blanco colocado debajo del fondo del erlenmeyer donde se desarrolle la

reacción. Para poder realizar la experiencia será necesario mantener la concentración del

ácido clorhídrico constante en todas y cada una de las determinaciones. Eso implica que los

moles añadidos sean siempre los mismos, y que el volumen total de mezcla permanezca

idéntico en todas las experiencias .

3

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Determinar la ecuación cinética para la reacción TIOSULFATO DE SODIO –

ÁCIDO CLORHIDRICO.

OBJETIVO ESPECIFICO

Determinar la constante de equilibrio (K).

Determinar el orden de reacción. (n)

Determinar la velocidad de reacción.

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PRINCIPIO TEORICO

1. VELOCIDAD DE REACCION

Se define la velocidad v de una reacción, como la cantidad de reactivo que se

consume, o la de producto que se forma, por unidad de volumen en la unidad

de tiempo.

Dado que la cantidad de sustancia por unidad de volumen en una disolución, se

denomina concentración, y teniendo en cuenta que, por lo general, tanto los

reactivos como los productos se hallan en disolución, ya sea líquida, sólida o

gaseosa, la velocidad de reacción representa la variación de concentración de

una cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción por unidad de

tiempo.

Para una reacción del tipo:

A + B C + D

donde A y B representan los reactivos y C y D los productos, la velocidad se

puede expresar, recurriendo a la notación de incrementos, en la forma:

v=[C ]t

Recordando el significado de /t como la rapidez con laque varía algo, la

anterior expresión indica que v es, en efecto, la rapidez con la que varía

(aumenta) la concentración ([ ]) del producto C con el tiempo. Junto con la

anterior, son expresiones equivalentes de la velocidad:

v=− [ A ]t

=−[B ]t

=[ D ]t

dado que, si la masa se mantiene constante, la velocidad con la que aparecen

los productos tiene que ser igual a la velocidad con la que desaparecen los

reactivos. El signo negativo se introduce para compensar el que corresponde a

5

la disminución de la concentración de los reactivos; de este modo, el valor de la

velocidad resulta igual y positivo cualquiera que sea la sustancia A, B, C o D

elegida.

2. LA DETERMINACIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

En general, la velocidad de una reacción varía con el tiempo, pues al principio la

concentración de los reactivos es elevada, pero a medida que la reacción

progresa, dicha concentración disminuye y con ella la velocidad del proceso.

La determinación experimental de la velocidad de reacción en un momento

dado, puede hacerse a partir de la gráfica que representa la variación con el

tiempo de la concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen.

El cálculo de la pendiente permite estimar la velocidad.

3. FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCION

Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se

llevan a efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque

entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Sólo cuando dicho choque

es suficientemente violento se romperán las moléculas y se producirá la

reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas ideas

básicas constituye la llamada teoría de colisiones. Nos apoyaremos, en lo que

sigue, en esta interpretación de las reacciones químicas para describir cómo

intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción.

3.1. Efecto de la concentración

Por la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en

las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los

reactivos presentes en un mismo volumen más fácilmente podrán

colisionar. Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se

producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización

de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la

transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho

experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de

los reactivos aumente la velocidad de la reacción química.

6

3.2. Efecto de la temperatura

Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción

aumenta bastante rápidamente con la temperatura.

Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones

es posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la

energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que

los choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor

número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que

constituye la energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos

individuales se traduce en que una mayor cantidad de reactivos se

transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción

aumenta notablemente.

3.3. Efecto del catalizador

El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de

temperatura; en vez de aumentar la energía cinética de las partículas

para poder salvar la cresta de la energía de activación, rebaja la altura

de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación,

pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente.

El catalizador se combina con alguno de los reactivos, dando lugar a un

producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con

mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo ser

nuevamente empleado.

3.4. Efecto del grado de división

Cuando el sistema está constituido por reactivos en distinto estado

físico, como sólido y líquido por ejemplo, el grado de división del

reactivo sólido influye notablemente en la velocidad de la reacción. Ello

es debido a que, por verificarse la reacción a nivel de la superficie del

7

sólido, cuanto más finamente dividido se encuentre éste, tanto mayor

será el número de moléculas expuestas al choque y, por consiguiente, el

número de choques eficaces aumentará.

4. LEY DE VELOCIDAD Y ORDEN DE UNA REACCION

La velocidad de una reacción química depende de la cantidad disponible de reactivos, o

más exactamente, de su concentración. Así, para una reacción del tipo:

R1 + R2 productos

La ecuación que relaciona la velocidad del proceso con la concentración de los

reactivos se puede obtener experimentalmente, y se escribe en forma genérica

como:

v=k [R1 ]×n1× [R2 ]×n2

Donde k es una constante y n1 y n2 son dos coeficientes numéricos. Esta

ecuación constituye la llamada ley de velocidad.

La constante de proporcionalidad k se denomina constante de velocidad y su

dependencia con la temperatura fue establecida por Arrhenius en su ya famosa

ley.

El exponente n1 recibe el nombre de orden de la reacción respecto del reactivo

R1 y el exponente n2 respecto del reactivo R2. El orden total viene dado por la

suma de ambos (n1 + n2).

Los órdenes n1 y n2 no coinciden necesariamente con los coeficientes

estequiométricos de la reacción ajustada y su determinación se efectúa de

forma experimental.

Para ello se estudia cómo varía la velocidad de la reacción con la concentración

del reactivo considerada, y a partir de los datos obtenidos se construye la

gráfica correspondiente, y se determina su ecuación empírica; esta ecuación

será del tipo

v=k [ R ]×n

Siendo el n resultante el orden parcial de la reacción respecto del reactivo R.

8

4.1. Métodos Para La Determinación Del Orden De Reacción

4.1.1. METODO INTEGRAL

Este método se basa en suponer diferentes órdenes de reacción, es

decir, suponer distintos valores de n e integrar. Si los valores

experimentales se ajustan a la función obtenida de la integral, el orden

de reacción supuesto será el correcto y del ajuste a la función se podrá

calcular el valor de la constante cinética. Por ejemplo, para n = 1, la

ecuación

−dC A

dt=(−r A )=kC A

n

tomará la siguiente forma:

−dC A

dt=kCA

n=kCA1

La ecuación diferencial obtenida es una ecuación diferencial de

variables separadas. Integrada con los límites de integración: t = 0 ∴ CA

= CA0 , t = t ∴ CA = CA, se obtiene:

lnCAo

C A

=kt

De este modo, se van probando diferentes órdenes de reacción,

eligiendo aquél en el que los datos experimentales se ajusten mejor a la

función integrada.

9

4.1.2. METODO DIFERENCIAL

Para la aplicación del método diferencial es necesario conocer valores de

velocidad de reacción (-rA) con el tiempo, es decir, datos diferenciales. Si los

datos experimentales de los que se parte son de tipo integral (CA – t) es

necesario obtener, a partir de estos datos por diferenciación gráfica o

numérica, valores de velocidad de reacción.

La velocidad de reacción puede calcularse en función del incremento de

concentración frente al incremento del tiempo si estos incrementos son

suficientemente pequeños.

(−r A )=−dC A

dt=

−∆C A

∆ t

De esta forma, se puede calcular una velocidad media de reacción para

un intervalo de concentraciones. Esto permite linealizar la ecuación

cinética y ajustar los datos obtenidos a una línea recta, en la que la

pendiente corresponda al orden de reacción y la ordenada en el origen

al valor del logaritmo neperiano de la constante cinética.

10

5. CONSTANTE DE VELOCIDAD

La constante k de las ecuaciones anteriores representativas de un orden sencillo, se denomina constante de velocidad de la reacción. Sus unidades se deducen fácilmente de la ecuación cinética y varían con el orden de reacción. Así, para una reacción de primer orden, para la cual:

v = k cla unidad de k es la de v (mol/ l . seg) dividida por una concentración (mol/ l), o sea: 1/seg.Para una reacción de segundo orden,

v=k ×c2 ov=k ×cA×cB

k es la velocidad dividida por una concentración al cuadrado y su unidad es l/ mol. seg.

En general, para una reacción de orden n,v=k ×cn

la unidad de k es mol 1-n litro n-1 seg –1 .

PARTE EXPERIMENTAL

1.1. MATERIALES EQUIPOS Y REACTIVOS:

Fiola de 500mL y 100mL.

9 Matraz erlenmeyer de 100 ml

Varillas de vidrio.

11

Probeta de 50mL

Papel de filtro.

Cronómetro.

Ácido clorhídrico de 2M.

Tiosulfato de sodio de 0.25M.

Agua destilada.

1.2. PROCEDIMIENTO:

a) PREPARACION DE LA SOLUCION DE TIOSULFITO:

Para la solución de tiosulfato(PM=157.74) a 0.25M medimos con

exactitud (utilizando un vidrio de reloj, una espátula y una balanza) el

tiosulfato de sodio. primero medimos el peso del vidrio para que no

interfiera en el peso exacto del producto (cogemos 19,7).

Con un vaso de 100ml haremos una disolución con agua destilada

(50ml) y el tiosulfato. En el proceso de disolución observamos un

notable descenso en la temperatura, esto se debe a una reacción

endotérmica (se absorbe el calor)

En una fiola (en el que hemos dejado un poco de agua destilada)

añadimos la disolución, rellenándolo con agua hasta los 500ml. a partir

de la disolución se cogerán fracciones para realizar los experimentos.

b) PREPARACION DE LA SOLUCION DE ACIDO CLORHIDRICO:

Para la solución de HCl se añade 16.7mL de acido HCl químicamente

puro en una fiola de 100ml contenida previamente una cierta cantidad

de agua destilada luego aforar hasta 100mL, del cual se recogerá con

una pipeta 6ml de dicho acido para cada fracciones de la solución

anterior.Recortamos un papel de filtro 10x10 dibujando una cruz que

abarque el fondo del erlenmeyer

c) EXPERIMENTO:

12

En un trozo de papel de filtro 10 x 10 marca una cruz negra que abarque el

fondo del erlenmeyer. Colocarlo debajo del erlenmeyer.

Colocar dentro del erlenmeyer 90ml de tiosulfato de sodio 0,25M. Luego añade

6ml de ácido clorhídrico 2M. Medir el tiempo qe tarda en desaparecer la cruz

de tu vista (mirando desde la parte superior del erlenmeyer).

Cuando tengamos a mano el erlenmeyer con la cruz por debajo de éste, y un

cronómetro, podremos realizar la mezcla del tiosulfato con el ácido. A partir

del momento en que los productos entren en contacto entre sí comenzaremos

a contar el tiempo necesario para que su resultado sea espeso (se para el

cronometro en el segundo q se deje de ver la cruz dentro del erlenmeyer).

En el proceso de reacción el nuevo producto obtiene un color amarillo. En los

demás se realiza exactamente el mismo procedimiento pero esta vez

añadiendo además agua destilada.

Esquema del experimento Realizar disolución en matraz de

500ml de Na2S2O3

Al final se coge 90ml (o en cualquier otra cantidad mencionada en la tabla)

Mezcla de las dos disoluciones

Se cronometra hasta que el resultado sea tan denso que no se ve la cruz

RESULTADOS

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TABLA N° 1. RESULTADOS OBTENIDOS EN EL LABORATORIO:

V(ml) Na2 S2 O3 0,25M 90 80 70 60 50 40 30 20 10

V(ml) de H2 O0 10 20 30 40 50 60 70 80

Co inicial deNa2 S2 O3 0.25 0.22 0.19 0.17 0.14 0.11 0.08 0.06 0.028

V(ml) de HCL 2M 6 6 6 6 6 6 6 6 6

Tiempo (min)0.9 1.03 1.26 1.35 2.01 2.08 2.59 5.14 12.36

TABLA N°2: CONCENTRACION FINAL DEL TIOSULFATO

CONCENTRACIÓN INICIAL

V(mL) Na2 S2 O3

V(ml) de HCL

V(ml) de H2O

CONCENTRACION FINAL

0.25 90 6 0 0.234

0.22 80 6 10 0.183

0.19 70 6 20 0.139

0.17 60 6 30 0.106

0.14 50 6 40 0.073

0.11 40 6 50 0.046

0.08 30 6 60 0.025

0.06 20 6 70 0.0125

0.003 10 6 80 0.003

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TABLA N°3 VELOCIDAD DE REACCION DEL TIOSULFATO:CONCENTRACIÓN

INICIALCONCENTRACION

FINALTIEMPO(min)

VELOCIDAD( MOLL∗min

)

0.25 0.234 0.90.01778

0.22 0.183 1.030.03592

0.19 0.139 1.260.04048

0.17 0.106 1.350.04741

0.14 0.073 2.010.03333

0.11 0.046 2.080.03077

0.08 0.025 2.590.02124

0.06 0.0125 5.140.00924

0.003 0.003 12.360.00202

TABLA N° 4 CONSTANTES DE VELOCIDAD:CONCENTRACIÓN FINAL (Na2 S2 O3)

CONCENTRACION FINAL(HCl)

VELOCIDAD

( molL∗min

)k( L2

mol2min)

0.234 0.1250.01778 4.8629

0.183 0.1250.03592 12.5622

0.139 0.1250.04048 18.6383

0.106 0.1250.04741 28.6249

0.073 0.1250.03333 29.2208

0.046 0.1250.03077 42.8104

0.025 0.1250.02124 54.3744

0.0125 0.1250.00924 47.3088

0.003 0.1250.00202 43.0933

15

GRAFICO:

CONCENTRACION TIEMPO

0.234 0.90.183 1.030.139 1.260.106 1.350.073 2.010.046 2.080.025 2.54

0.0125 5.140.003 12.36

.

16

0 0.05 0.1 0.15 0.2 0.250

2

4

6

8

10

12

14[Na2S2O3] sv TIEMPO

[Na2S2O3] VS tiempo

TIEMPO(min)

[Na2

S2O

3]

DISCUSION DE RESULTADOS

En cuanto a la velocidad de reacción se refiere se puede observar que este valor va a disminuir cada vez que la concentración del tiosulfato de sodio disminuye. Claramente se observa en los resultados obtenidos que la velocidad de reacción para concentraciones mayores de 0.25M - 0.17M la velocidad aumenta gradualmente y notoriamente, mientras que para concentraciones de 0.14M - 0.03M la velocidad de reacción disminuye considerablemente, por lo que se demuestra una vez más que la concentración de los reactivos es un factor determinante para la velocidad de reacción.

De las corridas experimentales realizadas se tiene que con forme el tiempo avance y la velocidad de reacción aumente y disminuya según las concentraciones trabajadas, la constante de equilibrio experimenta un incremento hasta cierto punto, siendo este a una concentración de 0.08M Y luego de esto la constante de equilibrio sufre un descenso el cual se ve afectado por la velocidad de reacción y por ende de la concentración, pero también y principalmente por la temperatura, ya que este fue un factor determinante debido que en el ambiente en que se trabajo la temperatura aumentaba cuando el tiempo transcurría.

17

CONCLUSION

En la práctica realizada en el laboratorio obtuvimos como resultado el valor de

K que es : 4.8629.

También obtuvimos la velocidad de la reacción que nos resultó :

0.0178L2

mol2min

Pudimos determinar el orden de la reacción con las unidades que tiene la

velocidad de reacción que es : 3

RECOMENDACIONES Trabajar en orden es fundamental para evitar accidentes. Tener la seguridad respectiva con los reactivos que se están utilizando, como

norma general, lee siempre detenidamente la etiqueta de seguridad de los reactivos que vayas a usar.

No inhalar, probar o holer productos químicos si no estamos debidamente informados.

Trabaja sin prisas, pensando en cada momento lo que estás haciendo, y con el material y reactivos ordenados

Anotar los tiempos correctamente ya que ahí se puede encontrar los errores de cálculo.

No usar nunca equipo de vidrio que esté agrietado o roto. Deposita el material de vidrio roto en un contenedor para vidrio, no en una papelera.

No transportes innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Las botellas se transportan siempre cogiéndolas por el fondo, nunca del tapón.

Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

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BIBLIOGRAFIA

[1] Dr.Ing. I. López - Dr.Ing. L. Borzacconi INTRODUCCION AL DISEÑO DE REACTORES.

[2] I.E.S. “Sierra de San Quilez” BINEFAR –Quimica de 2° Bachillerato TEMA 3 CINETICA QUIMICA.

[3] Silvia Contreras –Reacciones Quimicas-Universidad de los Andes-Facultad de Ciencias-Departamento de Quimica

Páginas de internet

[4]http://palmera.pntic.mec.es/~atola/Laboratorio/Practicas%202_%20Bachillerato/DEDUCCION%20DEL%20ORDEN%20DE%20UNA%20REACCION.pdf

[5]

http://webdelprofesor.ula.ve/ingenieria/lauraitm/guiaLQA/Practica_8.pdf

[6]http://dcb.fic.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/Quimica/lab_quimica/LQIC%284688%29/velocidad.pdf

[7]http://palmera.pntic.mec.es/~atola/Laboratorio/Practicas%202_%20Bachillerato/DEDUCCION%20DEL%20ORDEN%20DE%20UNA%20REACCION.pdf

ANEXOS

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1. CALCULO DE LA CONCENTRACION PARA CADA FRACCION DE VOLUMEN:

M=m

pM∗V (L)

M1 =3.55

157.98∗0.09=0.25M

M2 =3.15

157.98∗0.09=0.22M

M3 =2.758

157.98∗0.09=0.19M

M4 =1.974

157.98∗0.09=0.14M

M5 =1.5792

157.98∗0.09=0.11M

M6 =1.1844

157.98∗0.09=0.08M

M7 =0.7896

157.98∗0.09=0.06M

M8=0.3948

157.98∗0.09=0.028M

2. CALCULO DE LA CONCENTRACION FINAL DEL TIOSULFATO:

Teniendo la reacción:

Na2S2O3+2HCl→SCs¿¿+SO2+2NaCl+H 2O

Para este cálculo se utilizara la siguiente ecuación:

C f=CO∗V A

V total

Donde:

C f : Concentración final del tiosulfato.

CO: Concentración inicial del tiosulfato.

V A: Volumen de la solución de tiosulfato.

V total=V A+VHCl+VH2O

C f=0.25∗90

(90+6+0)

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C f=0.25∗9096

C f=0.234M

3. CALCULO DE LA VELOCIDAD DE REACCION:

Para este cálculo tenemos la siguiente ecuación:

r=−ΔCA

Δt=C0−¿C A

Δt¿

Donde:C0: Concentración inicial de tiosulfato.C A: Concentración final de tiosulfato.Δt : Tiempo de reacción.

r=C0−¿C A

Δt¿

r=0.25−¿0.234

0.9¿

r=0.0178 L2

mol2min4. CALCULO DE LA CONSTANTE DE VELOCIDAD:

Teniendo la ecuación reacción:Na2S2O3+2HCl→SCs¿¿+SO2+2NaCl+H 2O

A + B → R + S+ M+ NLa reacción es una reacción elemental por lo que la ecuación cinética es:

r=k CACB2

Despejando:

k= r

C ACB2

Donde: CB=CbO∗V b

V total=

2∗696

CB=0.125M Por lo tanto:

k 1= 0.017780.234∗¿¿

K1=4.8629

21

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