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Tabla de contenido

1. RESUMEN...........................................................................................................................2

2. INTRODUCCIÓN..................................................................................................................3

3. HISTORIA............................................................................................................................4

4. FUNDAMENTOS TEÓRICOS.................................................................................................5

5. DETALLES EXPERIMENTALES...............................................................................................9

5.1. MATERIALES Y REACTIVOS..................................................................................................9

5.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL......................................................................................9

6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS.............................................................................................16

7. CONCLUSIONES.................................................................................................................16

8. RECOMENDACIONES........................................................................................................17

9. BIBLIOGRAFÍA...................................................................................................................18

10. APÉNDICE.........................................................................................................................19

10.1. CUESTIONARIO.................................................................................................................19

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1. RESUMEN

La cinética química nos ayuda a calcular el tiempo que demora una reacción de un compuesto(s) elemento(s), esto puede demorar como es el caso de la polimerización del cemento, el cual demora millones de años o en caso contrario la de una bomba atómica que en fracción de segundos libera una gran energía; en el presente laboratorio experimentáremos como el tiempo de reacción incluye enormemente en la concentración mediante un indicador y los cálculo lo realizaremos mediante las leyes de la rapidez, y la relación entre la concentración de reactivos, el tiempo a la vez como encontrar en orden de reacción.

Grafico para una reacción de primer orden Grafico para una reacción de segundo orden

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2. INTRODUCCIÓN

La siguiente práctica se centra en el estudio de las velocidades de las reacciones químicas o también llamada cinética química en la cual veremos como la rapidez de una reacción se expresa en términos de la concentración de uno de los reactivos o de los productos involucrados en la reacción general, con este fin al determinar su velocidad, lo que se observara experimentalmente es la variación de la concentración de los reactivos en función del tiempo. A su vez se podrá saber el orden de una reacción con tan solo graficar correctamente la velocidad en función de la concentración y el tiempo.

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3. HISTORIA

Como veremos los inicios de la cinética química fueron algo tardíos y se considera que el primer estudio cuantitativo se realizo en 1850 y fue obra de Wilhemy, que estudio la inversión de la sacarosa bajo la acción catalítica de los ácidos. La sacarosa da por hidrólisis una mezcla de glucosa y levulosa. Para estudiar esta reacción Wilhemy tuvo en cuenta por primera vez el factor tiempo.En una serie de artículos publicados entre 1860 y 1879, los científicos Hercourt y Essen mostraron que existía una relación entre la rapidez de las reacciones químicas y la concentración de los reactivos. Este período histórico es muy importante ya que químicos como Bernoulli, Joule, Kronig y particularmente Maxwell, permitieron a través de la teoría cinética de los gases determinar bases conceptuales para comprender diferentes fenómenos y poder estudiarlos con nuevas teorías, por ejemplo la “Teoría de las Probabilidades”.Luego de algunos años, después de los trabajos de Wilhemy sobre la inversión de la sacarosa en función del tiempo, J.H. Van’t Hoff desarrollo las bases teóricas de la cinética química en su obra <<Estudios de dinámica química>> publicada en 1884 donde sentó las bases de la verdadera cinética formal. Aunque no conoció una importancia capital al choque de las moléculas, Van’t Hoff preciso que existían, y que era muy improbable el choque simultaneo entre tres o más moléculas. Estableció ecuaciones para las reacciones simples, inversas, paralelas y en serie. Muchos fueron los que intentaron verificar los conceptos teóricos de Van’t Hoff. Si los primeros trabajos parecieron ser satisfactorios, rápidamente se vio que algunas reacciones no cumplían la teoría definida por Van’t Hoff. Incluso se puede decir que cuanto más se buscaba que las cumpliesen, mayor era el número de excepciones que se encontraban, sobrepasando incluso el de las confirmaciones. El hecho químico pronto pareció más complicado de lo que se podía suponer con la ecuación de reacción, lo que llevo a los cineticistas a diferenciar entre el orden de reacción y la molecularidad. En 1927, Tolman, seguido por Kassel en 1932, se dieron cuenta de que el orden de reacción era un parámetro puramente experimental de primera importancia y que podía tener cualquier valor, tanto entero como fraccionario, menor que 3, no sobrepasando más que raras veces este número.Actualmente, la Cinética de las Reacciones Químicas se considera una rama de la Termodinámica, la cual investiga los estados intermedios (desequilibrios) de las transformaciones físico-químicas desde la variable tiempo, la cual es inherentemente dependiente del camino que siguen tales procesos. Así sobre la base del concepto de reversibilidad en el equilibrio químico, desde un enfoque macroscópico, es que parámetros como temperatura, presión, concentración, etc. toman una importancia significativa, los estudios se basan en estados de equilibrio y procesos reversibles desde un enfoque microscópico por lo que trabaja sobre parámetros como temperatura, presión, etc. La diferencia entre la Cinética y la Termodinámica, es que la primera estudia los procesos físicos y químicos tomando en cuenta la perspectiva temporal.

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4. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

La Cinética Química estudia dos aspectos de una reacción química: la velocidad de la reacción que mide la variación de la concentración de reactivos y productos con el tiempo, y el mecanismo de la reacción para pasar de reactivos a productos.La velocidad de una reacción se define como la disminución de la concentración de un reactivo o el aumento de la concentración de un producto con el tiempo. Se expresa en términos de la concentración de uno de los reactivos o productos que intervienen en la reacción, siempre como una magnitud positiva y con unidades de concentración dividido por tiempo (M/s).La velocidad de reacción de una reacción química depende, principalmente, de los siguientes factores:

La naturaleza de las sustancias que reaccionan La concentración de dichas sustancias La temperatura La acción de catalizadores

En cualquier estudio cinético se determina la concentración de alguna de las especies que intervienen en la reacción en un determinado momento a una temperatura fija. Se determina la cantidad de reactivo que queda o de producto que se forma cuando ha transcurrido cierto tiempo. Conociendo las cantidades iniciales de reactivos se calcula la variación de la concentración con el tiempo.Existen dos tipos de métodos experimentales para determinar las concentraciones, conocidos como método químico y método físico:En el método químico se retira una parte del sistema en reacción a intervalos fijos de tiempo, para efectuar un análisis y determinar la cantidad de reactivo o de producto, con lo cual se calcula la velocidad de reacción.En el método físico se mide alguna propiedad física de alguna especie de la reacción que es proporcional a su concentración, como por ejemplo la emisión o absorción de luz, la presión de los gases, la conductividad de las disoluciones.Ahora mencionaremos dos teorías que explican la cinética de una reacción.

Teoría de las colisiones efectivas

Según esta teoría, al aproximarse los reactantes se produce la formación de un estado intermedio de alta energía y corta duración que se denomina “complejo activado”. La energía de activación es la energía que se necesita suministrar a los reactantes para que se forme el complejo activado.Cuanto mayor sea la energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción. De acuerdo al cambio neto de energía, es decir, la diferencia entre la energía de los productos y de los reactantes, las reacciones se clasifican en endergónicas si se requiere energía, y exergónicas si se libera. Cuando la energía se manifiesta como calor, las reacciones se denominarán endotérmicas y exotérmicas respectivamente.

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Esta teoría brinda las siguientes suposiciones: Las moléculas son esferas rígidas. Para que se produzca una reacción, las moléculas de los reactivos (sea A y B) deben

chocar. No todos los choques dan lugar a reacción. Sólo aquellos en los que la energía cinética

traslacional relativa, a lo largo de la línea que une los centros de las moléculas que colisionan, supera una cierta energía umbral E0.

Durante la reacción, se mantiene la distribución de equilibrio de Maxwell-Boltzmann para las velocidades moleculares.

Teoría del Estado de Transición o del Complejo Activado

Esta teoría, igual que la teoría de colisiones, supone que para que se produzca la reacción, los átomos o moléculas deben pasar a un estado activado, para lo cual es necesario que se agrupen en una cuasi-molécula, denominada complejo activado, y que está en equilibrio con las moléculas de reactivos. Sin embargo, a diferencia de la Teoría de Colisiones no tiene en cuenta la dinámica de la colisión.La Teoría del Estado de Transición o Teoría del Complejo Activado intenta seguir la reacción por los cambios de energía potencial de los reactivos al transformarse en complejos activados y estos en los productos.

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La velocidad de una reacción . Es una magnitud positiva que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo. Ejm.

NO (g) + O3 (g) NO2 (g) + O2 (g)

Vrxn=d [NO2]dt

=d [O2]dt

=−d [NO ]dt

=−d [O3]dt

Velocidad instantánea . Es la velocidad de una reacción en un instante dado, es igual a la pendiente de la recta tangente a la curva de concentración-tiempo, relativa a reactivos o productos, en el punto correspondiente a ese instante.

Velocidad promedio . Es la velocidad que se da con la variación de la concentración en un intervalo de tiempo dado.

Velocidad promedio Velocidad de reacción Velocidad instantánea

Factores que afectan la velocidad de una reacción

Concentración de los reactivos: la velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de los reactivos.

Temperatura del sistema: la velocidad de casi todas las reacciones aumenta al elevar la temperatura.

Presencia de catalizadores: los catalizadores, son sustancias que añadidas a los reactivos, aumentan la velocidad de la reacción; mientras que los inhibidores disminuyen la velocidad de la reacción.

Estado físico de los reactivos: en la medida en que los reactivos estén en estados físicos que favorezcan su mezcla, la velocidad de reacción será mayor. Suelen ser mas rápidas aquellas reacciones en las que los reactivos son gases, las que los reactivos están disueltos suelen tener velocidades moderadas mientras que si interviene un sólido la velocidad suele disminuir bastante.

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La naturaleza química del proceso: es el factor que más influye en la velocidad de la reacción. Normalmente, aquellas reacciones que no implican una reestructuración de los enlaces suelen ser mas rápidas, mientras que las que requieren la ruptura y/o formación de nuevos enlaces suelen ser más lentas, especialmente si hay enlaces covalentes múltiples que romper.

Ley de velocidad

Como hemos observado sabemos que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. Sin embargo, no todos ellos influyen de la misma manera en la velocidad. La expresión que nos permite calcular la velocidad a la que ocurre reacción y relacionar la velocidad con las concentraciones de los reactivos se llama Ley de Velocidad.Para una reacción hipotética: A + 2 B → CSabemos que la velocidad la podemos expresar así:

Vrxn=−d [ A]dt

=−d [B]2dt

=d [C ]dt

Sin embargo, la ley de velocidad nos permite calcular la velocidad, conociendo las concentraciones iniciales de los reactivos. Así, la expresión de la ley de velocidad será:

V=k [A ]m [B]n

Donde “k” es una constante de proporcionalidad denominada constante de velocidad, y m y n son números enteros (mayores o iguales que cero), que no necesariamente son los coeficientes estequiométricos. Es decir, yo no puedo decir que m = 1 y n = 2, ya que estos valores hay que determinarlos experimentalmente. Los números m y n se denominan órdenes parciales de la reacción: “m” con respecto al reactivo A y “n” con respecto a B. La suma de “m+n” nos da el orden total de la reacción.

ORDEN UNIDADES DE ‘k’ ECUACION INTEGRADA

t1/2

0 M×s-1 [A] = [A]0 - kt [A]0/2k1 s-1 ln[A] = ln[A]0 - kt ln2/k2 M-1×s-1 1/[A] =1/[A]0 + kt 1/k[A]0

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5. DETALLES EXPERIMENTALES

5.1.MATERIALES Y REACTIVOS

Vaso precipitado de 100ml Bureta de 50ml Matraz erlenmeyer de 250ml (2) Pipeta de 2ml (1) y de 5ml (1) Probeta de 50ml (1) Soporte universal Pinzas para bureta Cronometro Bagueta Solución ‘A’: HCrO4

- + H+ (K2Cr2O7

0.0037M en HCL 3.5M) Solución ‘B’: KI al 3% Solución ‘C’: Na2S2O3 0.022M Etanol Solución de almidón

5.2.PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

DETERMINACION DE [HCrO4-]0

Enjuagar la bureta con solución ‘C’ y enrasar en 50 ml. colocar en el matraz 50ml de solución ‘A’ y enseguida adicionar 2ml de solución ‘B’,

agregar también el indicador de almidón el cual revelara la presencia de yodo.

2HCrO4- + 14H+ + 6I- 3I2 + 2Cr3+ + 8H2O

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Titular hasta cambio de de coloración de azul oscuro a verde claro.

I2 + 2Na2S2O3 2NaI + Na2S4O6

Solución ‘C’ Anotar el volumen gastado de la solución ‘C’ en la tabla 1

DETERMINACION DE [HCrO4-]t

Dentro del erlenmeyer colocar 50ml de solución ‘A’ y adicionar 1 ml de etanol (20 gotas), a partir de este momento se contabiliza el tiempo de reacción.

Transcurridos 10 minutos trasvasar un alícuota de 5 ml de la mezcla a otro erlenmeyer, luego adicionar uniformemente 2 ml de la solución ‘B’. Antes de realizar la titulación con la solución ‘C’, agregar 3 gotas de la solución de almidón, para observar el viraje de color de azul a verde.

Anotar el volumen gastado de solución ‘C’ en la tabla 1 repetir las mediciones cada 10 minutos hasta completar la tabla.

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CALCULOS

Tabular los resultados y hacer los cálculos para hallar la [HCrO4-]0 y [HCrO4

-] t. Graficar [HCrO4

-] en función del tiempo. Determinar la velocidad inicial y sus velocidades instantáneas.

Determinar gráficamente si la reacción es de primer o segundo orden. Determine la constante de velocidad ‘k’ para la reacción y también escriba la ley de la

velocidad.

RESULTADOS:

Para el cálculo de [HCrO4-]0, trabajaremos con el primer volumen gastado de la

solución ‘C’, que resulto ser de 6ml.

n(Na2 S2O 3)=(V gastado)∗(M solucion)

n(Na2S2O3)=(6 x10−3l )∗(0.022 moll )=1.32x 10−4mol

Luego: n¿ ¿¿ ¿4.4 x10−5mol HCrO4. .

−¿¿

Ahora pasamos a calcular su concentración inicial.

¿¿

Y de esa forma pasaremos a calcular todas las demás concentraciones, usando el volumen gastado en cada intervalo de tiempo.

t = 10min

n(Na2S2O3)=(4 .5 x10−3l )∗(0 .022 moll )=9 .9 x10−5mol

n¿ ¿¿

¿3.3 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

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t = 20min

n(Na2S2O3)=(3.8x 10−3 l )∗(0 .022moll )=8.36 x10−5mol

n¿ ¿¿

¿2.79 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

t = 30min

n(Na2S2O3)=(3.1x 10−3 l )∗(0 .022moll )=6.82 x10−5mol

n¿ ¿¿

¿2.3 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

t = 40min

n(Na2S2O3)=(2.5 x10−3l )∗(0 .022 moll )=5.5 x10−5mol

n¿ ¿¿

¿1.83 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

t = 50min

n(Na2S2O3)=(2x 10−3 l )∗(0 .022moll )=4.4 x10−5mol

n¿ ¿¿

¿1.47 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

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t = 60min

n(Na2S2O3)=(1.6 x10−3 l )∗(0 .022moll )=3.52x 10−5mol

n¿ ¿¿

¿1.17 x10−5mol HCrO 4 ..−¿¿

¿¿

Y ahora con estos datos pasamos a completar la tabla 1, para luego poder graficar la concentración en función del tiempo.

0 10 20 30 40 50 60 700

0.001

0.002

0.003

0.004

0.005

0.006

0.007

0.008

0.009

0.01[HCrO ] vs t

tiempo (min)

[HCr

O ]

(mol

/L)

TIEMPO (min)

SOLUCION ‘C’ (ml)

¿ (M) Ln¿

0 6 8.8*10-3 -4.7310 4.5 6.6*10-3 -5.0220 3.4 5.6*10-3 -5.1930 3.1 4.6*10-3 -5.3840 2.5 3.7*10-3 -5.5950 2 2.9*10-3 -5.8460 1.6 2.3*10-3 -6.07

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Ahora con este grafico calcularemos sus velocidades instantáneas para cada intervalo de tiempo.

V inst=−∆ ¿¿

t (0-10)min

V inst=−(6.6 x10−3M−8.8x 10−3M )

(10min )

V inst=2.2 x10−4Mmin−1

t (10-20)minV inst=

−(5.6 x10−3M−6.6 x 10−3M )(10min )

V inst=1 x10−4Mmin−1

t (20-30)minV inst=

−(4.6 x 10−3M−5.6 x10−3M )(10min )

V inst=1 x10−4Mmin−1

t (30-40)minV inst=

−(3.7 x10−3M−4.6 x10−3M )(10min )

V inst=0.9 x10−4Mmin−1

t (40-50)minV inst=

−(2.9 x10−3M−3.7 x 10−3M )(10min )

V inst=0.8 x10−4Mmin−1

t (50-60)minV inst=

−(2.3 x10−3M−2.9 x 10−3M )(10min )

V inst=0.6 x 10−4Mmin−1

Luego de haber hallado las velocidades instantáneas pasaremos a presentar el siguiente grafico, pero no usando la concentración sino usando el logaritmo de la concentración versus el tiempo.

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0 10 20 30 40 50 60 70

-6.2

-6

-5.8

-5.6

-5.4

-5.2

-5

-4.8

-4.6

-4.4

f(x) = − 0.0216428571428571 x − 4.75357142857143

Ln[HCrO ] vs t

Tiempo (min)

Ln[H

CrO

]

Vemos que la grafica tiende a una recta cuando la concentración la pasamos a logaritmo, eso quiere decir que la reacción es de primer orden (n =1).

Y con la ecuación dada en la grafica determinaremos la constante de la velocidad.

Tenemos: ln [ A ]f=ln [ A ]0−kt y=a+(−b ) x

De nuestra ecuación obtenemos y = -4.753 + (-0.021)x obtenemos lo siguiente:

Constante de velocidad (k) = 0.021 min-1 <> 3.5*10-4 s-1

La ley de la velocidad para esta reacción seria:

V=k ¿¿

Debido a que la reacción es de primer orden la potencia y=n=1

V=(3.5 x10−4 s−1)¿

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6. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Hay datos (como el volumen gastado del Na2S2O3) que deberían volver a tomarse de nuevo, debido a que en el momento en el cual pasamos la concentración a logaritmo y lo graficamos con el tiempo no necesariamente sale una recta, y eso es debido a que hay algunos datos que son muy elevados como el volumen.

El indicador del almidón se añade cuando se ha consumido la mayor parte del yodo, ya que si se añade demasiado, pronto el yodo se absorbe sobre el indicador y llega muy lentamente al punto final, siendo muy difícil de detectarlo.

El almidón se usa como indicador ya que este al reaccionar con el yodo se colorea, debido a que el almidón es un polisacárido.

7. CONCLUSIONES

Luego de la experiencia hecha en el laboratorio y junto con los conceptos teóricos dados podemos concluir que la velocidad de una reacción química depende de varios factores como: Naturaleza de reactivos Concentración de reactivos Área de contacto Temperatura del reactivo

La velocidad de reacción se expresa como la variación de la concentración de productos o reactantes respecto a la variación del tiempo empleado.

La velocidad de una reacción química no es constante, ya que varían continuamente a medida que cambia la concentración u otros factores como el área de contacto, etc.

El orden total de reacción y los órdenes parciales se determinan experimentalmente en el laboratorio y no tiene relación alguna con la estequiometria de la reacción.

La ley de la velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la constante de velocidad y las concentraciones de los reactivos, elevadas a las potencias apropiadas.

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8. RECOMENDACIONES

Verificar antes del procedimiento que todos los materiales estén en perfectas condiciones y en las concentraciones de molaridad que indican la guía de trabajo.

Realizar cuidadosamente las experiencias para que de este modo no se presenten dificultades referentes a los valores obtenidos comprobados con los valores teóricos.

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1. BIBLIOGRAFÍA

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/24-ley-de-velocidad-y-orden-de-reaccion.html (18-09-15)http://pendientedemigracion.ucm.es/info/diciex/programas/quimica/html/veloreacci.html (18-09-15)http://cienciasenbachillerato.blogspot.pe/2011/05/velocidad-de-reaccion-y-equilibrio.html (17-09-15)http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=133178 (17-09-15)http://www.uam.es/docencia/reyero00/docs/teorias_cineticas.pdf (17-09-15)https://cineticaquimica2013.wordpress.com/2013/02/20/brevehistoriadelacinetica/ (17-09-15)http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/HistoriaCiencia/HISTORIA%20DEL%20EQUILIBRIO%20QU%C3%8DMICOB.pdf (18-09-15)Principios de la química – Peter Atkins – 5ta edición, pagQuímica – Whitten – 8va edición, capítulo 15, pag

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9. APÉNDICE

9.1.CUESTIONARIO

A. Escriba las tres reacciones en las que se fundamenta la experiencia.

1. 2HCrO4- + 14H+ + 6I- 3I2 + 2Cr3+ + 8H2O

2. I2 + 2Na2S2O3 2NaI + Na2S4O6

3. C2H5OH + HCrO4- H+ CH3COOH + Cr+3 + H2O

B. Explique de manera breve, cual es la función del Na2S2O3 y porque su concentración debe ser lo exacta posible.

La principal función que cumple el Na2S2O3 es reaccionar con el I2 (ac), para que asi se forme el yoduro de sodio (NaI), aparte de que al momento de titular, la solución nos indica la liberación de Cr+3 (cuando la mezcla se torna un color verde claro). También sirve para determinar la concentración del ion cromato (HCrO4

-), es por eso que la medida del Na2S2O3 debe ser lo más exacta posible.

C. Uno de los factores que aumenta la velocidad de reacción es la temperatura. Explique, de manera sencilla, como se podría demostrar este efecto en la experiencia de laboratorio.

Para que la temperatura logre alterar la velocidad de reacción, tendría que intervenir en el momento de la titulación, otorgándole con la ayuda del mechero un calor constante al matraz y de esa forma lograríamos alterar la velocidad de reacción.

D. Experimentalmente, en la descomposición del ácido 2,3 – dibromobutanodioico (COO-CHBr-CHBr-COOH, PF=276) se encontraron los siguientes datos.

Tiempo(min)

0 10 20 30 40 50

g. de Ac. Residual [ ]

5.11 3.77 2.74 2.02 1.48 1.08

Ln[ ] 1.63 1.33 1.01 0.70 0.39 0.08

Encontrar la ecuación cinética y el valor de k (constante cinética).

Primero haremos una grafica de [ ] vs t, para poder determinar el orden.

21

0 10 20 30 40 50 600

1

2

3

4

5

6[ ] vs t

Tiempo (min)

[Ac.

Resid

ual]

Ahora veremos si al momento de realizar la grafica de Ln [ ] vs t, la velocidad se vuelve lineal.

Como hemos visto en la grafica, la velocidad presenta una tendencia lineal lo cual indica que la reacción es de primer orden.

0 10 20 30 40 50 600

0.2

0.4

0.6

0.8

1

1.2

1.4

1.6

1.8

f(x) = − 0.0310857142857143 x + 1.63380952380952

Ln[ ] vs t

Tiempo (min)

Ln[

]

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Y para hallar la constante de la velocidad, bastara solo con hallar la pendiente de la recta, que más bien vendría a ser su tangente.

tan β=1.63−0.0850min

=0.031min−1

Y la ecuación cinética seria:

E. En la descomposición del NO2 a 383°C se encontraron los siguientes datos:

Tiempo (s) 0 5 10 15[NO2] 0.10 0.017 0.009 0.0062

Demuestre que la descomposición del NO2 obedece a una reacción de segundo orden.

Esta es la grafica con los valores dados:

Y si ahora usáramos estos valores invertidos de la concentración. La grafica sería diferente:

0 2 4 6 8 10 12 14 160

0.02

0.04

0.06

0.08

0.1

0.12[NO ] vs t

Tiempo (s)

[NO

]

23

1/[NO2] 10 58.82 111.11 161.29

Ahora si realizamos la grafica respecto a la inversa de la concentración vs el tiempo, notaremos que se forma una pendiente, lo cual indicara que la reacción es de segundo orden.

0 2 4 6 8 10 12 14 160

20406080

100120140160180

1/[NO ] vs t

tiempo (s)

1/[N

O ]