ESTUDIO CINÉTICO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

ESTUDIO CINÉTICO DE UNA REACCION QUIMICA:

DESCOMPOSICION DEL ION TIOSULFATO EN MEDIO ÁCIDO

PRESENTADO POR:

CLAUDIA MARGARITA VEGA

FISICOQUIMICA II

UNIVERSIDAD PEDAGOGICA Y TECNOLOGICA DE COLOMBIA

FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS

ESCULA DE QUIMICA DE ALIMENTOS

ESTUDIO CINÉTICO DE UNA REACCION QUIMICA:

DESCOMPOSICION DEL ION TIOSULFATO EN MEDIO ÁCIDO

OBJETIVO : Determinar experimentalmente la Ley de velocidad y la Energía de Activación de la reacción descomposición del ión tiosulfato en medio ácido.

MARCO TEORICO

La palabra cinética por sí misma significa velocidad. En principio se puede estudiar la cinética de cualquier proceso (deshidratación, crecimiento microbiano, cristalización…). En el caso concreto de que el objeto de estudio sean las reacciones químicas, la disciplina implicada se denomina Cinética Química (CQ).

El estudio de la velocidad de las reacciones químicas tiene aplicaciones

numerosas. En la síntesis industrial de sustancias, las velocidades de reacción son tan importantes como las constantes de equilibrio. El equilibrio termodinámico nosindica la máxima cantidad de producto que puede obtenerse a partir de los reactivos a una temperatura y presión dadas, pero si la velocidad de reacción es muy baja la obtención industrial de dicho producto no será rentable.

Para comprender y predecir el comportamiento de una reacción química deben

considerarse conjuntamente la Termodinámica y la Cinética Química.

La Cinética Química estudia la velocidad de las reacciones químicas. Ésta

depende de diferentes factores entre los cuales se encuentra la temperatura (T).

Muy frecuentemente, la velocidad de las reacciones químicas se puede expresar a través de una ecuación cinética similar a (1):

v k An

Ecuación 1. Ecuación cinética

Donde k es la constante cinética, A es el reactivo y n es el orden de reacción. Ni la concentración de reactivo ni el orden de reacción dependen de la temperatura, por lo tanto concluimos que si la velocidad de reacción depende de la temperatura es porque la constante cinética k depende de la temperatura. Para muchas reacciones, esta dependencia de k respecto de la temperatura se puede expresar según una ecuación empírica, la ecuación de Arrhenius.

Ecuación 2. Ecuación de Arrhenius

Según esta ecuación, k aumenta de modo exponencial cuando aumenta la temperatura. En ella aparecen dos parámetros:

• La energía de activación (Ea) está relacionada con la barrera de energía que deben superar los reactivos para transformarse en productos, por lo que un valor elevado de la misma provoca un valor reducido de k y por lo tanto de v. Sus dimensiones son de energía por cada mol.

• El factor preexponencial o factor de frecuencia (A) tiene las mismas

unidades que k.

El modo más cómodo de trabajar con la ecuación de Arrhenius es transformarla en su forma linealizada. Si se aplican logaritmos neperianos a ambos lados de la igualdad, se obtiene:

Ecuación 3. Ecuación de Arrhenius linealizada

Ésta es la ecuación de una línea recta, donde Y es ln k, X es 1/T, la ordenada en el origen es ln A y la pendiente es –Ea/R. En la figura 1 se muestra una representación de dicha línea recta.

Figura 1: Dependencia lineal de lnk respecto a 1/T

Por lo tanto, a partir de una tabla de valores de k frente a T será sencillo obtener el valor de Ea. Simplemente habrá que añadir dos columnas a la tabla de lnk y 1/T, representar la primera frente a la segunda y hallar el valor de la pendiente, del cual despejaremos Ea.

La descomposición del ión tiosulfato en medio ácido se representa a continuación:

Uno de los productos de la reacción es el azufre, poco soluble en agua, por lo que su formación puede ser apreciada fácilmente por la turbidez que aparece en el recipiente de la reacción. El tiempo de reacción se medirá desde el instante en que se mezclan los reaccionantes hasta que se advierta el primer indicio de turbidez. El inverso del tiempo de reacción es proporcional a la velocidad de la reacción.

PROCEDIMIENTO

Determinación del orden parcial respecto al ión hidronio

tubo N° HCl (ml) agua (ml) C (H+)

1 2 0

2 1.5 0.5

3 1 1

4 0.5 1.5

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