Cinética De Yodación De La Acetona.

Influencia de la temperatura sobre la rapidez de la Reacción.

Cinética de yodación de la acetona.

INTRODUCCIÓN

Las reacciones químicas ocurren como resultado de las colisiones (encuentros) entre las moléculas reaccionantes. En términos de la teoría de las colisiones de la cinética química, es de esperarse que la velocidad de una reacción sea directamente proporcional al numero de colisiones moleculares por segundo o a la frecuencia de colisiones moleculares. Esta relación explica la dependencia de la velocidad de reacción con relación a la concentración.

Cualquier molécula en movimiento posee energía cinética; mientras más rápido se mueve, su energía cinética es mayor. Pero una molécula que se mueve rápido no se romperá en fragmentos por si misma. Para reaccionar debe chocar o encontrarse con otra molécula. Cuando las moléculas chocan, una parte de su energía cinética se convierte en energía vibracional. Si la energía cinética inicial es grande, entonces las moléculas en choque vibraran tanto que se romperán algunos de sus enlaces químicos. Esta fractura del enlace es el primer paso hacia la formación del producto. Si la energía cinética inicial es pequeña, las moléculas prácticamente rebotaran intactas. Hablando en términos energéticos, existe una energía de choque mínima sin alcanzar la cual no ocurrirá reacción alguna.

Se postula que para que haya una reacción, las moléculas en choque deben de tener una energía cinética total igual o mayor a la energía de activación (Ea), que es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Cuando se carece de esta energía, la molécula permanece intacta y no hay cambio alguno con la colisión. La especie formada temporalmente por las moléculas de reactivo, como resultado de la colisión, antes de formar el producto y por ende es la especie que posee mayor energía en una reacción química se llama complejo activado ó estado de transición.

Svante Arrhenius mostró que la dependencia de la constante de velocidad de una reacción respecto a la temperatura puede expresarse mediante la siguiente ecuación que ahora se conoce como la ecuación de Arrhenius: k = Ae-Ea/RT

En donde Ea es la energía de activación y “A” representa la frecuencia de colisiones y se llama factor de frecuencia, puede tratarse como una constate para un sistema reaccionante dado sobre un amplio intervalos de temperaturas. Por lo tanto la kvelocidad disminuye cuando la energía de activación aumenta y se incrementa cuando aumenta la temperatura.

PROPUESTA DEL DISEÑO EXPERIMENTAL.

Variable: Temperatura de reacción.

Hipótesis: Al incrementar la temperatura de la reacción, la constante de rapidez aumentara proporcionalmente provocando una discusión en el tiempo de reacción.

Diseño del experimento: Llevar a cabo la reacción química entre el yodo y la acetona a temperatura ambiente y hacer otra más a una diferente temperatura. Se realizara el registro de las absorbancias utilizando el espectrofotómetro a diferentes intervalos de tiempo para poder conocer la concentración de la muestra. Así con los datos obtenidos se realizaran diferentes graficas de la concentración contra tiempo para determinar el orden de la reacción y la constante de rapidez (K). Cabe aclarar que se trazara una grafica más entre la constante de reacción y el inverso de la temperatura para poder calcular la energía de activación y el coeficiente pre-exponencial utilizando la ecuación de Arrhenius.

DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS.

Tabla 1. Registro de absorbancia y concentración de la curva patrón. ٭

Tiempo (min.) Abs C (mol/L) Ln C 1/C Tiempo (min.) Abs C (mol/L) Ln C 1/C

0 0.34 0.00184 -6.2980 543.4783 330 0.17 0.00095 -6.9590 1052.6316

30 0.33 0.00178 -6.3311 561.7978 360 0.15 0.00084 -7.0821 1190.4762

60 0.33 0.00178 -6.3311 561.7978 390 0.14 0.00079 -7.1435 1265.8228

90 0.32 0.00173 -6.3596 578.0347 420 0.14 0.00079 -7.1435 1265.8228

120 0.3 0.00163 -6.4192 613.4969 450 0.13 0.00074 -7.2089 1351.3514

150 0.28 0.00153 -6.4825 653.5948 480 0.11 0.00063 -7.3698 1587.3016

180 0.26 0.00142 -6.5571 704.2254 510 0.09 0.00053 -7.5426 1886.7925

210 0.24 0.00132 -6.6301 757.5758 540 0.07 0.00042 -7.7753 2380.9524

240 0.23 0.00126 -6.6766 793.6508 570 0.06 0.00037 -7.9020 2702.7027

270 0.21 0.00116 -6.7593 862.0690 600 0.04 0.00026 -8.2548 3846.1538

300 0.19 0.00105 -6.8590 952.3810

٭ Condiciones de trabajo: 23°C, 586 mmHg, λ= 460 nm.

ELABORACIÓN DE GRÁFICOS PARA LA TABLA 1.

Grafica 1: C vs. Tiempo. (y = -0.000003x + 0.0019, R2 = 0.9927)

Grafica 2: LnC vs. Tiempo. (y = -0.0029x - 6.0763, R2 = 0.9332)

Grafica 3: 1/C vs. Tiempo. (y = 3.9003x + 73.351, R2 = 0.7348)

Tabla 2. Registro de datos experimentales de absorbancia y concentración de la curva patron.*

Tiempo (min.) Abs C (mol/L) Ln C 1/C

0 0.3 0.00163 -6.4192 613.4969

15 0..25 0.00137 -6.5929 729.9270

30 0.19 0.00105 -6.8590 952.3810

45 0.14 0.00079 -7.1435 1265.8228

60 0.1 0.00058 -7.4525 1724.1379

75 0.08 0.00047 -7.6628 2127.6596

90 0.06 0.00037 -7.9020 2702.7027

105 0.03 0.00021 -8.4684 4761.9048

...