UNIVERSIDAD IBEROAMERICANA ESTUDIO CINÉTICO DE LA REACCIÓN ENTRE EL VIOLETA CRISTAL Y EL HIDRÓXIDO DE SODIO REACTOR TIPO BATCH REVISION PRIMAVERA 2023 RESUMEN La presente práctica tiene como finalidad obtener la ecuación de velocidad de la reacción entre el violeta cristal y el hidróxido de sodio, determinando el orden de reacción y la constante de velocidad, utilizando un espectrofotómetro para el seguimiento de la reacción, para conseguir el cálculo del orden de reacción de los reactivos, utilizando el método integral. OBJETIVOS Al finalizar la práctica el alumno será capaz de: 1. Manejar el espectrofotómetro para obtener valores experimentales de Absorbancia. 2. Construir una curva de calibración para obtener la relación entre la absorbancia de una solución acuosa de violeta cristal y su concentración. 3. Calcular el orden de reacción con respecto a cada uno de los reactivos. 4. Realizar los experimentos necesarios y utilizar el método integral para la determinación de la ecuación cinética de la reacción. 5. Determinar la ecuación cinética de velocidad de la reacción entre el violeta cristal y el hidróxido de sodio. 6. Explicar el comportamiento dinámico de un reactor por lotes y relacionarlo con lo obtenido experimentalmente. BASES TEORICAS Espectroscopía UV-Visible. La espectroscopía trata de las interacciones entre materia y radiación electromagnética, y de acuerdo a la naturaleza y cantidad de radiación emitida o absorbida por una sustancia, mide la cantidad de luz absorbida en función de la longitud de onda () utilizada, lo cual permite identificar sustancias químicas (análisis cualitativo), y determinar su concentración (análisis cuantitativo). La energía radiante se puede describir como un tipo de movimiento de ondas producido por campos de oscilación eléctrico y magnético donde la velocidad de propagación (v) es la velocidad con la cual la onda se mueve en cierta dirección y la longitud de onda , es la distancia en esa dirección de una cresta a la cresta adyacente y se mide en unidades de longitud, generalmente nm (10 –9 m). El espectro electromagnético es el rango de frecuencias y longitudes de onda de la radiación electromagnética y está dividido en varias regiones. La región UV se define en términos del 1 rango de longitud de onda de 190 a 350 nm y la región visible a la cual responde el ojo humano entre 350 y 750 nm. Una sustancia será colorida cuando absorbe y transmite selectivamente diferentes longitudes de onda de la luz visible. Para determinar la longitud de onda a la cual absorbe se puede obtener un espectro, es decir una gráfica de intensidad de absorción contra longitud de onda. La ley de Lambert-Beer. Cuando pasa radiación a través de una capa transparente de un sólido, líquido o gas, pueden eliminarse selectivamente ciertas frecuencias por el proceso de absorción, ya que la energía es transferida a los átomos o moléculas que constituyen la muestra dando como resultado que estas partículas sean ascendidas a un estado de más alta energía. En el caso de la radiación visible estas transiciones se llevan a cabo solamente en los electrones más exteriores o de enlace. Se le conoce como ley de Lambert-Beer a la ley fundamental que rige la absorción de todos los tipos de radiación electromagnética. Cuando la radiación electromagnética pasa a través de una muestra contenida en una celda, posee cierta intensidad representada por I. Cuando pasa a través de una celda con la solución de referencia (generalmente el solvente puro), tiene una intensidad I0. La relación de la intensidad transmitida por la muestra y la transmitida por la solución de referencia es conocida como transmitancia T. T= I Io (1.1) De aquí se desprende la definición de Absorbancia A = −log(T ) = 2 − log(%T ) (1.2) La Ley de Lambert y Beer establece que la absorbancia de un compuesto colorido es: A = abc (1.3) donde: a = índice de absorbancia molar del soluto o absortividad, el cual es función de la longitud de onda, de la temperatura y del disolvente. b = espesor o longitud de la celda (diámetro interior de la celda en cm) c = concentración del soluto absorbente. La ley de Lambert-Beer nos dice que la absorbancia depende de la cantidad de especies absorbentes, esto significa que la absorción se afecta por la concentración (c). Curva de calibración. Para aplicar la ley de Lambert-Beer a la determinación de una especie analítica de concentración desconocida, se debe construir primero una curva de calibración de absorbancia vs concentración usando soluciones estándares de concentración conocida de la especie. La absorbancia de la solución de concentración desconocida puede medirse usando un espectrofotómetro, y mediante la ecuación de la curva de calibración, obtener la concentración de la especie. 2 Cinética Química. La cinética química es la rama de la Química que trata de las velocidades de reacción y sus mecanismos, y se interesa en los factores que afectan dicha velocidad como son, la concentración de los reactivos, la temperatura, la presión y la presencia de catalizadores, entre otros. Así mismo también se interesa en lo que ocurre a nivel molecular durante la reacción, respecto a la estructura y dinámica de las especies involucradas, como son el rompimiento y la formación de enlaces. En una reacción química, es el equilibrio de ésta el que nos indica hasta donde ocurre, por ejemplo que la reacción A → B tenga una conversión del 68%. La cinética nos indica que tan rápido ocurre, es decir, si tomaría un segundo o un año en llegar a ese 68% para la misma reacción A → B. Tanto el equilibrio como la rapidez se deben considerar en el aprovechamiento de las reacciones químicas para fines comerciales. El objetivo de la cinética consiste en explorar las leyes que rigen el cambio de la composición de un sistema en el tiempo y su relación con las variables que definen su estado, en particular P, T y composición. En el procedimiento para el diseño de reactores se deben considerar diferentes campos de la Fisicoquímica (estequiometría de la reacción, termoquímica, cinética, equilibrio químico), y para determinar la expresión para la velocidad de reacción, se requieren datos experimentales. Estos datos pueden ser obtenidos a partir de un reactor de laboratorio a pequeña escala en el cual se pueden controlar fácilmente la temperatura y presión, tal es el caso de un reactor por lotes o "batch". Los conceptos fundamentales relacionados con el estudio de la cinética química son: la velocidad de reacción, la ecuación cinética y el mecanismo de reacción. La velocidad de reacción se puede definir como la rapidez con que se producen o consumen los compuestos en una reacción química en una determinada porción del espacio. En términos de concentraciones molares, es el número de moles que están reaccionando (formándose o desapareciendo), por unidad de tiempo, por unidad de volumen. La velocidad de reacción es una propiedad intensiva y depende primordialmente de la temperatura, la presión y las concentraciones. La velocidad de desaparición de un reactivo tiene intrínsecamente signo negativo, por consiguiente se le multiplica por menos uno para hacerlo por convención positivo, y la de formación tiene signo positivo per se. Las unidades de la velocidad de reacción para reacciones homogéneas son (masa o moles)/(volumen-tiempo). Para reacciones heterogéneas pueden ser (masa o moles)/(masa de catalizador-tiempo) o (masa o moles)/(área del catalizador-tiempo). Ecuación Cinética. La ecuación cinética es una expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las variables de que depende, fundamentalmente con la composición del sistema. Formulario EGEL página 30 r = k[A]x [B]y [C ]z (2.1) Siendo A, B y C las sustancias de cuyas concentraciones depende la velocidad de reacción. Los corchetes [ ] significan concentración de moles de reactivo por Litro de mezcla de reacción en el caso de esta práctica. 3 La constante específica de la velocidad de reacción (k) depende de la naturaleza de los reactivos y de la temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción. Al aumentar la temperatura, la constante de velocidad también aumenta. Los exponentes `x', `y' y `z' son los órdenes de reacción con respecto a A, B y C respectivamente y tienen que ser determinados experimentalmente. Es común que sean números enteros positivos pequeños, pero puede ocurrir que sean fraccionarios y/o negativos. Estos exponentes describen el orden de reacción, siendo el orden total de la reacción la suma de los exponentes. La composición del sistema se puede expresar en términos de cualquiera de las variables relacionadas con ella, fundamentalmente número de moles, concentraciones, y en el caso de gases, presiones parciales. Para mayor facilidad de manejo, la velocidad de reacción se toma respecto a un compuesto base, generalmente el reactivo limitante. Por ejemplo, para la reacción: aA + bB → cC + dD Si se tiene A como reactivo base las relaciones estequiométricas quedan: b c d - rB = - rA ; rC = - rA ; rD = - rA a a a (2.2) De manera que, al conocer la velocidad de reacción de una sola especie se conocen las demás velocidades. Dentro de lo que se conoce como orden de reacción podemos definir dos tipos, el orden global y el orden parcial. El orden global se refiere a la suma total de los términos de concentraciones de las expresiones cinéticas, siendo para este caso la sumatoria de a + b. Orden parcial se le llama al exponente de un término de concentración de la expresión cinética, siendo solamente uno de los términos, es decir el orden parcial con respecto a [A] sería a. La obtención de la ecuación cinética se puede hacer en dos etapas: una isotérmica donde se determine la relación con respecto a la concentración de los reactivos y otra variando la temperatura para completar la ecuación. Para obtener datos empíricos de velocidad de reacción se determina la extensión de la reacción a diversos tiempos, para lo que pueden seguirse varios caminos: 1) Siguiendo la marcha de la concentración de un determinado componente. 2) Siguiendo la variación de alguna propiedad física del fluido, tal como la conductividad eléctrica o el índice de refracción. 3) Siguiendo la variación de la presión total, en un sistema a volumen constante. 4( Siguiendo la variación del volumen en un sistema a presión constante. Existen varios métodos para el análisis de los datos obtenidos. Su diferencia estriba en el tipo de acercamiento de cada uno, así como de ciertas variantes dependiendo del tipo de reacción. Básicamente son de dos tipos: el método integral y el método diferencial. 4 Método integral Si se tiene una idea de la dependencia funcional de la ecuación de velocidad, se puede determinar la constante de velocidad a partir de mediciones de la concentración de las especies a lo largo del tiempo. Para ello se ajustan los pares de valores ([A], t) a la forma funcional de la ecuación integrada. El problema se reduce a un ajuste lineal si se elige de manera apropiada la variable dependiente en cada caso: Formulario EGEL página 31 Orden Ecuación y m b 0 [A] - [A0] = kt [A] -ka [A0] 1 ln [A] = ln [A0] - kt ln [A] -ka ln [A0] 2 1/ [A] = 1/ [A0] + kt 1/ [A] ka 1/ [A0] y= mt + b La aplicación del método integral en el caso de ecuaciones en las que intervienen más de una sustancia, se simplifica mucho si se trabaja con reactivos en exceso. Se realizan una serie de experimentos en cada uno de los cuales hay un gran exceso de todos los reactivos menos uno. En esas condiciones para cada serie, las concentraciones de los reactivos en exceso se pueden tomar como constantes a lo largo del experimento. En este método se selecciona una forma de ecuación cinética, se integra y se comparan los datos calculados de [C] contra tiempo con los datos experimentales. Si el ajuste no es satisfactorio se ensaya otra ecuación. El procedimiento en general es el siguiente: 1.-Se parte de un modelo propuesto; para un sistema de volumen constante y para la desaparición del reactivo: - dCA = kCnA dt (2.3) 2.- Se separan variables y se integra: CA C A0 dCA = t (-k)dt 0 n CA (2.4) si n = 1, 5 ln CA = - kt C A0 (2.5) si n ≠ 1, 1−𝑛 𝐶𝐴1−𝑛 −𝐶𝐴𝑜 1−𝑛 = 𝑘𝑡 (2.6) Si n=2 −1 𝐶𝐴−1 −𝐶𝐴𝑜 −1 = 𝑘𝑡………………….……………..(2.6ª) 3.- Estas ecuaciones se pueden linealizar, por lo que su representación nos dará una recta. ln CA = lnC Ao - kt (2.7) o 1-n 1-n CA = CA0 + (n - 1) kt (2.8) Para su resolución gráfica se asume un valor de n. Si el valor supuesto de n es correcto la pendiente que resulta de graficar ln CA o CA1-n vs t sería –ka o (n-1)ka respectivamente y la ordenada al origen ln CAo o CAo1-n según el caso. 4.- A partir de los datos experimentales se calcula el valor de la integral y se grafican con los correspondientes tiempos. 5.- Se observa si los datos se distribuyen sobre una recta que pasa por el origen y, si es así, la ecuación ensayada es correcta; de no ser así, se debe ensayar otra forma de ecuación cinética. Esta correlación se puede verificar por el método de mínimos cuadrados, recordando que se busca el mejor ajuste y no un ajuste perfecto. 6.-Si se despeja la k de la ecuación propuesta para valores diferentes de uno por un método iterativo se podría lograr la obtención del valor de k, y la consiguiente verificación de la ecuación cinética, siguiendo una metodología similar, es decir asumiendo un valor de n, si para diferentes valores de CA y t nos da un valor de k constante es el valor adecuado, si no se corrige con cada iteración. La reacción química que se estudiará en este experimento será: C25 H30 N3 Cl + NaOH → NaCl + C25 H31 N3 O (2.9) La cinética de la reacción se va a estudiar midiendo la concentración de violeta cristal en tiempos conocidos durante el transcurso de la misma. La expresión de velocidad es : 6 - d[C25 H30 N3 Cl] = k[C25 H30 N3 Cl]x [NaOH]y dt (2.10) En términos generales los resultados de los experimentos a realizarse darán información acerca del orden total de la reacción, el cual está definido como (x + y). A menos que las condiciones de reacción sean completamente inadecuadas para que termodinámicamente ésta ocurra. En el siguiente experimento las condiciones se escogen de tal forma que el orden total ya no es (x + y). La mezcla de reacción tiene una concentración de sosa que es mucho mayor que la de violeta cristal (al menos dos órdenes de magnitud). Bajo estas condiciones, el cambio en la concentración de NaOH durante la reacción será despreciable en comparación con el cambio en la concentración del violeta cristal (menor al 2%). Lo cual reduce la ecuación a: - d[C25 H30 N3 Cl] = k a [C25 H30 N3 Cl]x dt donde: ka = k [NaOH]y (2.11) (2.12) que se puede linearizar como ln(ka)=ln(k)+yln[NaOH] (2.13) La constante ka es una constante aparente que contiene la concentración de la sosa, y por lo tanto será diferente para cada grupo de condiciones iniciales. El experimento Parte B (a) está diseñado para determinar el valor de "x" y la ka aparente, trabajando con una concentración muy alta de sosa. El experimento Parte B (b) consiste de varias corridas en las que se cambia la concentración inicial de la sosa. En esta forma ka permanece constante en cada una de las corridas, pero varía de corrida a corrida, dependiendo del valor de la concentración de NaOH y, por lo tanto se puede determinar el coeficiente "y” que afecta la concentración de la sosa graficando ln ka Vs ln[NaOH]. donde : x = orden para el Violeta Cristal y= orden para el Hidróxido de Sodio Ecuación Cinética téorica, donde los donde los valores teóricos son n =1 y m =1. - rA = k CnA CBm 7 PRETRABAJO 1. ¿Qué es una curva de calibración? 2. Utilizando un volumen total de 10 ml y partiendo de una solución original de violeta cristal 3 x 10 –6 N, selecciona 6 diluciones indicando el volumen de agua destilada y de solución requerida, así como la concentración resultante. 3. Explica por qué en el caso del violeta cristal, la normalidad y la molaridad son iguales, basándote en la estructura molecular. 4. Investiga las propiedades toxicológicas y los riesgos en el manejo de violeta cristal y sosa, así como de los productos generados por su reacción. 5. ¿Cuántos gramos de violeta cristal se requieren para preparar 4 litros de solución 3 x 10 –6 N? 6. En una gráfica de absorbancia vs concentración, ¿cuál es el significado de la pendiente y de la ordenada al origen? 7. Utilizando el método integral, indicar cómo encuentras matemáticamente los valores de (x), ka, k y (y). 8. Demostrar para cada reacción que cuando el violeta cristal ha reaccionado completamente, el cambio en la concentración de sosa es menor al 2%. 9.-Traer impresa la hoja de datos que se encuentra al final de este instructivo. BIBLIOGRAFIA 1.- Watty, M.; Química analítica; Ed. Alhambra; 1989. 2.- Thompson, C.; Ultraviolet-visible absortion spectroscopy; Willard- Grant press; 1974; USA. 3.- Denney, R.; Sinclair, R.; Visible and ultraviolet spectroscopy; Analytical chemistry by open learning; John Wiley and Sons; Gran Bretaña; 1991. 4.- Olsen E.D.; Modern optical methods of analysis; McGraw Hill; 1975; USA. 5.- Skoog, D.A.; West, D.M.; Análisis instrumental; Ed. Interamericana; 1975; México. 6.- Levenspiel, O.; Ingeniería de las reacciones químicas; REPLA SA; 1989; México. 7.- El Seoud, O.; Takashima, K.; The spontaneous Hydrolysis of Methyl Chloroformate; A physical Chemistry experiment for teaching techniques in Chemical Kinetics; J. Of Chem. Ed.; Vol 75 No 12; Dec 1998. 8.- Hunsberger, L.R.; Moore, J.W.; Chemical kinetics: The reaction between Crystal Violet and Sodium Hydroxide; Journal of Chemical Education: Software; Vol 7B, No. 1; June 1994. 9.- Carroll, H.; Why the Arrhenius Equation is always in the “Exponentially increasing” region in Chemical kinetics studies; J. Of Chem. Ed.; Vol 75 No 9; Sep 1998. 10.- Arce, J.; et al; The reaction of a food colorant with sodium hypochlorite; a student designed kinetics experiment; J. Of Chem. Ed.; Vol 75 No 9; 1998. 11.- Cusack, R.; A fresh look at reaction engineering; Chem. Eng.; Oct 1999; 134-146. 8 PARTE EXPERIMENTAL • MATERIAL Y EQUIPO 1 Espectrofotómetro UV-visible ( = 590 nm) 4 Celdas de vidrio para espectrofotómetro 2 Pipetas graduadas de 10 ml 6 Matraces aforados de 10 ml 3 Vasos de precipitados de 50 ml 1 Gradilla 4 Matraces aforados de 50 ml 1 Termómetro de -10 a 150°C 2 Cronómetros 2 Propipetas 2 Vasos de precipitado de 100 ml 1 Piseta 2 Parrillas con agitador 2 Agitadores magnéticos 2 Soportes 1 Pinza para termómetro 1 Tapón de hule con agujero para termómetro • REACTIVOS Solución de violeta cristal 3 x 10-6 M Solución de NaOH 2 x 10-3 M • ASPECTOS DE SEGURIDAD 1. Usar bata y lentes de seguridad mientras se realiza el experimento. 2. A pesar de que la solución de NaOH está muy diluida, es conveniente tomar las precauciones convenientes en su uso, evitando la inhalación, ingestión y el contacto con la piel, ya que el hidróxido de sodio es corrosivo. 3. La solución de Violeta Cristal puede tener efectos tóxicos a altas concentraciones y en este caso se encuentran muy diluidos, sin embargo, se recomienda evitar la inhalación, ingestión y el contacto de la solución con la piel. 4. El contacto con cualquiera de los reactivos se trata inmediatamente, limpiando la parte afectada con un trapo seco y limpio o papel absorbente. Posteriormente enjuagar la parte afectada con agua fría y lavarse con agua y espuma de jabón. Avisar inmediatamente al instructor. 9 • PROCEDIMIENTO Parte A. Curva de calibración. Preparar cinco disoluciones estándar de Violeta Cristal usando un matraz aforado de 10 mL y la solución 3 x 10-6 M de Violeta Cristal. Asegurarse de que el matraz está limpio y enjuagado con agua destilada. Tomar una pipeta limpia y enjuagarla varias veces con una pequeña cantidad de solución original de violeta cristal para prevenir efectos de dilución por gotas de agua remanentes después de la limpieza. Pipetear el volumen calculado de solución original en el matraz aforado. Aforar con agua destilada. Tapar y voltear el matraz varias veces para mezclar los contenidos. Repetir la operación para las otras diluciones. Calibrar el espectrofotómetro a una longitud de onda de 590 nm utilizando como blanco agua destilada. Medir la absorbancia de las diferentes soluciones. Una buena técnica es empezar con la solución de más baja concentración y seguir en orden ascendente. Asegurarse de enjuagar la celda con una pequeña cantidad de la solución a medir. Esto removerá la solución restante de la medición anterior. Asimismo también se recomienda revisar la calibración del espectrofotómetro entre mediciones. Ya obtenidos los resultados, realizar la gráfica de Absorbancia contra concentración, para revisar si es necesario repetir o eliminar alguna concentración o añadir otra, para obtener una mejor tendencia. (enseñarla al instructor) Parte B. Ecuación cinética. En cuatro matraces aforados de 50 mL se colocan 25 mL de la solución de violeta cristal. Para iniciar la reacción se añaden respectivamente 4, 6, 8 y 10 mL de la solución de NaOH, empezando a tomar el tiempo en el momento en que caiga la primera gota de NaOH. Se afora a 50 mL con agua destilada y se agita volteando cuidadosamente el matraz aforado tres veces y se vacía su contenido a un vaso de precipitados de 100 mL con agitación constante para facilitar su manejo. Se pasa una porción de la mezcla a una celda del espectrofotómetro, y se toman las lecturas de absorbancia cada 2 minutos aproximadamente. La absorbancia de la primera muestra no debe ser mayor a la de la solución de 5 mL usada en la Parte A. Después de cada lectura, la muestra se regresa inmediatamente al reactor para mantener constante el volumen. Tomar lecturas por 40 minutos y después tomar lecturas cada 5 minutos hasta 10 minutos antes de terminar la sesión de laboratorio. Graficar los resultados de Absorbancia contra concentración a medida que se tomen las lecturas y observar la tendencia, la cual debe ser a que la absorbancia vaya disminuyendo. Recalibrar el espectrofotómetro con agua destilada si se nota un salto fuerte hacia arriba en la tendencia o si hay más de 3 lecturas consecutivas al alza. Limpiar la celda con alcohol si se nota que se está entintando de violeta entre las mediciones. • TRATAMIENTO DE LOS RESIDUOS Todas las soluciones generadas durante el procedimiento, se mezclan en un recipiente reservado para ello, para disponer de ellos posteriormente, mediante la adsorción del colorante sobre carbón activado. 10 REPORTE 1) Portada con nombre de la práctica, nombre de los integrantes, grupo y equipo, fecha de entrega. 2) Resumen a) Objetivos de la práctica, b) bases teóricas (citar usando método APA o Chicago) c) procedimiento experimental. 3) Datos Experimentales, Cálculos y Resultados Curva de calibración. 1. Reportar tabularmente los datos experimentales de Absorbancia, concentración y volúmenes de VC, para la determinación de la curva de calibración. Incluir un ejemplo de cálculo. Tabla 1 Solución mL VC A [VC], M Nota 1: Se puede eliminar una de blanco 0 0 0 las soluciones si con eso se mejora 1 1 la R2 y acercar la ordenada al 2 2 origen a cero. 3 3 4 4 5 6 Solución 10 Del frasco: original pendiente ordenada al origen R2 2. Construir la gráfica de Absorbancia vs concentración (gmol/L) y determinar la ecuación y el coeficiente de correlación para la curva de calibración. 3. Analizar los resultados obtenidos en cuanto a la ley de Beer y de los errores que podrían derivarse por el uso de este método de medición. Orden de reacción. 4. Calcular la concentración inicial de los reactivos de la parte B. Incluir ejemplo de cálculo. Usar notación científica. Tabla 2 Concentraciones VC _____x10-6 M Reactivo NaOH _____x10-3 originales (del frasco) mL VC [VC]o, M mL NaOH [NaOH]o, M Solución A Solución B Solución C Solución D 11 5. Reportar los datos experimentales para cada reacción de la parte B. En la misma tabla, determinar la concentración de VC para cada tiempo, mediante la utilización de la curva de calibración obtenida anteriormente. Incluir un ejemplo de cálculo. Tabla 3 (para cada solución A, B, C y D) Solución Tiempo (min) 0 4 6 … 38 40 50 55 … 90 ________ Absorbancia Vol NaOH (mL) [VC],M [VC]o= Este dato debería ser mayor a las demás concentraciones de esta tabla 6. Elaborar una gráfica de dispersión de Absorbancia contra tiempo para cada experimento y ajustar a una curva logarítmica , de potencia, exponencial o polinomial de segundo grado de modo que se obtenga una tendencia descendente y se maximice el coeficiente de correlación. Incluir la ecuación y el coeficiente de correlación para cada reacción. Se puede eliminar algunos datos (no más del 20%) a fin de que presenten un comportamiento más adecuado manteniendo la tendencia esperada e intentando maximizar R2. Marcar en la tabla 3 cuáles fueron los renglones eliminados. De ser necesario, asesorarse directamente con el instructor de la práctica. 7. Elaborar una gráfica de dispersión de concentración contra tiempo donde se incluyan los cuatro experimentos. Esta gráfica deberá ser de página completa para poder observar correctamente el comportamiento de las reacciones. 8. Analizar los resultados obtenidos en cuanto a la tendencia de las curvas obtenidas. 9. Por medio del método integral obtener el orden de reacción n=“x” respecto al Violeta Cristal y la constante cinética aparente ka para cada solución. Trazar una gráfica para cada una de las corridas suponiendo que el orden es 0, 1 o 2. Determinar el valor de ka para cada condición caso. Incluir ejemplo de cálculo. Anotar los resultados de cada reacción en tabulados como se muestra en la tabla 4. 12 Tabla 4 (Para A, B, C, y D) Solución (___mL de Orden x=0 Orden x=1 _______ NaOH) Tiempo (min) [VC] ln[VC] 2 4 … … 90 Coeficiente R2= Pendiente= Ordenada al origen= ka [VC]o Orden de reacción “x” seleccionado=_________ (Nota: No incluir los renglones eliminados en el punto 6) Orden x=2 1/[VC] 10. A partir de los cuatro resultados obtenidos, decidir cal es el orden de la reacción con respecto al violeta cristal. x=_______ 11. Suponiendo que la concentración final del NaOH es igual a la inicial ya que se encuentra en un gran exceso con respecto al violeta cristal, calcular la constante cinética k, así como el orden de reacción con respecto al NaOH, “y” a partir de linearizar la ecuación (2.12), graficando ln(ka) vs ln[NaOH] y ajustándola a una recta. Nota: Se puede eliminar una de las 4 soluciones si la pendiente resultante es negativa o el valor de R2 es muy bajo. Mostrar los resultados en la tabla 4. Tabla 5 (Para la n=x seleccionada) mL NaOH Para n=____ ln[NaOH] ka ln[ka] Solución A Solución B Solución C Solución D R2= Pendiente: “y”= “y” redondeado al entero positivo más cercano b: ln(k)= k= 12. Plantear la ecuación cinética de velocidad de reacción con los valores obtenidos (incluir las unidades). 13. Realizar una gráfica de conversión (X) vs. Tiempo, seleccionando solamente una de las cuatro reacciones. Incluir un ejemplo de cálculo y la tabla de resutados. 14. Interpretar la gráfica y explicar si es posible utilizarla para determinar los parámetros de la ecuación de la velocidad de reacción. 13 4) Análisis de Resultados 5) Conclusiones (sobre los objetivos y los resultados) 6) Bibliografía. Incluir páginas consultadas. 7) Presentación 1 Puntos menos por cada falta: • • • • • • • • • • • • Portada con número del grupo y del equipo, fecha, nombres de integrantes. Páginas numeradas. Citas en formato APA o Chicago. Numeración de las preguntas. Contestar las preguntas en el orden establecido. Gráficas de menos de ½ página con títulos, ejes, unidades, etc. Memorias de cálculo de cada paso con unidades. Tamaño de letra legible. No cortar tablas en varias páginas. Uso adecuado de decimales. Ortografía, limpieza, claridad en la redacción. Impresión a doble cara (si se presenta impreso). 14 HOJA DE DATOS EXPERIMENTALES PRACTICA 5- REACTOR BATCH I (Entregar esta hoja al finalizar el experimento y enviar por correo electrónico en formato Excel, nombre del archivo: Batch1G_E_) Equipo_____ Grupo_____ Fecha__________ Espectrofotómetro usado_________ Integrantes__________________________________________________________ ___________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ Tabla 2- Concentraciones iniciales Concentraciones Violeta Cristal originales (del _____x10-6 M frasco) mL VC Solución A Solución B Solución C Solución D Aforar a 50 mL Tabla 1-Curva de calibración Solución mL VC A blanco 0 0 1 1 2 2 3 3 4 5 5 7 original 10 Aforar a 10 mL Tabla 3 - Reacciones Sol A _____mL NaOH t(min) 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 40 45 50 55 60 65 70 75 80 90 Sol B _____mL NaOH A t(min) 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 40 45 50 55 60 65 70 75 80 90 Sol C _____mL NaOH A t(min) 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 40 45 50 55 60 65 70 75 80 90 Reactivo NaOH _____x10-3 M mL NaOH Sol D _____mL NaOH A t(min) 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28 30 32 34 36 38 40 45 50 55 60 65 70 75 80 90 A 15
