Determinación experimental de la energía de activación de la reacción

1. Introducción

Los diversos pasos de una reacción son consecutivos y suelen producirse con velocidades diferentes. Por lo general, cuando la velocidad es lo bastante baja para poderse medir, es porque uno de los pasos tiende a ser tanto más lento que los otros, que controla efectivamente la velocidad total de reacción y puede ser llamado control de la velocidad. Se llega rápidamente a un estado estable en el cual las concentraciones de los intermedios de reacción son controladas por las velocidades intrínsecas de los pasos en los que se forman y consumen. Un estudio de la velocidad de reacción del paso que controla la velocidad y a los pasos que están con el estrechamente relacionado. La ley de velocidad, aunque básicamente es una expresión empírica, puede expresarse en una forma correspondiente a la predicha por una teoría basada en un tipo particular de mecanismo. El tipo más frecuente de ley de velocidad es del tipo:

- d[IO3-] / dt = k [IO3-]m[I-]n[x]p...

Donde los exponentes m, n, p,… son determinados experimentalmente. Cada exponente de la ecuación es del orden de la reacción con respecto a la especie correspondiente; se dice que la reacción es de orden m con respecto a [IO3-], etc. La suma algebraica de los exponentes m, n, p en este ejemplo es el orden total de la reacción.

Los factores que intervienen en la velocidad de una reacción son la temperatura, la concentracion de los reactantes, el grado de división de las partículas, entre otros. En esta experiencia estudiaremos como afectan los 2 primeros.

Para que una reacción se lleve a cabo en necesario de una mínima energía requerida, la cual se denomina Energía de activación, la cual se puede determinar experimentalmente según

ln⁡〖((_k1^k2))=Ea ((T2-T1)/(T2*T1)) 〗

En la experiencia se hará reaccionar yodato con bisulfito de sodio la cual entregara como uno de sus productos el ion yoduro el que posteriormente generara yodo y asi podrá reaccionar con el almidón y formar un cambio de color en la solución a azulado oscuro. Las reacciones que se llevaran a cabo son:

IO3 – (aq) + 3 HSO3 – (aq) I- (aq) + 3SO4 2- (aq) + 3H+ (aq) (Reacción lenta)

5I – (aq) + 6H+ (aq) + IO3 – (aq) 3I2 (aq) + 3 H2O (l)(Reacción Rápida)

2. Objetivos

Estudiar la influencia de la temperatura y la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción.

Determinar experimentalmente la energía de activación en la reacción.

Determinar el orden de reacción total y de cada reactivo.

Calcular las constantes de velocidad a diferentes temperaturas.

3. Procedimiento

3.1 Materiales y Reactivos

8 Matraz Erlenmeyer 50 mL

Pipetas de aforo 10, 5, 4, 2 y 1 mL

Baño termorregulador

Solución de IO3- 7,75x 10-3 M

Solución de HSO3- 6,34 x 10-3 M

Solución de H2SO4 0,01M

Solución de Almidón

3.2 Procedimiento

3.2.1 Efecto de la Concentración

Tomar un alícuota de solución A (IO3-) y otra de la solución B (HSO3-), mezclarlas en un matraz Erlenmeyer de preferencia de 50 mL por los volúmenes a utilizar, y de esta manera poder observar el cambio de color en la solución con mayor claridad.

La solución A se mezcla con Agua (Matraz 1) y luego estas dos se mezclan con la solución B (Matraz 2).

Una vez mezclados inmediatamente se toma el tiempo con un cronometro hasta que se transforme a un color azul, correspondiente a la unión yodo-almidón.

Datos iníciales

Experiencia Solución A Agua (mL) Solución B (mL) Conc sol A Conc sol B

1 10 0 10 0,015 0,015

2 8 2 10 0,012 0,015

3 6 4 10 0,009 0,015

4 5 5 10 0,0075 0,015

5 4 6 10 0,005 0,015

6 3 7 10 0,0045 0,015

3.2.2 Efecto de la Temperatura

Utilizando las medidas de la experiencia anterior, se procede a tener los matraces 1 y 2 en un baño termo regulado a distintas temperaturas. Graficar Temperatura v/s tiempo de Reacción y Volumen v/s Tiempo de Reacción.

Temperatura °C tiempo de reacción

22 11,3

30 10

42 8

50 6,1

4. cálculos y resultados

4.1 Efecto de la concentración

Tabla n° 3

Experiencia Solución A Agua (mL) Solución B (mL) Conc sol A Conc sol B tiempo

(s)

1 10 0 10 0,015 0,015 11,2

2 8 2 10 0,012 0,015 15,7

3 6 4 10 0,009 0,015 21,6

4 5 5 10 0,0075 0,015 23,9

5 4 6 10 0,005 0,015 30,1

6 3 7 10 0,0045 0,015 44,9

Con los datos tabla n° 3 procedemos a hacer el grafico ln [IO3-] v/s tiempo, para determinar el orden de la reacción

ln [IO3-]

1/[IO3-] tiempo

(s)

-4,20 66,67 11,2

-4,42 83,33 15,7

-4,71 111,1 21,6

-4,89 133,3 23,9

-5,30 200,0 30,1

-5,40 222,2 44,9

ln [IO3-] v/s tiempo

1/[IO3-] v/s

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