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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA GUIA COMPONENTE PRÁCTICO DEL CURSO: 401589 – CINÉTICA QUÍMICA
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA
ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA
GUÍA COMPONENTE PRÁCTICO
401589 – CINÉTICA QUÍMICA
ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO
El presente módulo fue diseñado en el año 2012 por la Química Lady Johanna
Rosero Carvajal, tutora medio tiempo del CCAV Eje Cafetero, quien pertenece al
cuerpo académico de la UNAD desde el primer semestre del 2011. A este se le
realizo una actualización por sugerencias realizadas por el docente Cesar Galicia,
Químico vinculado en el CEAD Ibague.
Este documento se puede copiar, distribuir y comunicar públicamente bajo las
condiciones siguientes:
• Reconocimiento. Debe reconocer los créditos de la obra de la manera
especificada por el autor o el licenciador (pero no de una manera que
sugiera que tiene su apoyo o apoyan el uso que hace de su obra).
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derivada a partir de esta obra.
• Al reutilizar o distribuir la obra, tiene que dejar bien claro los términos de la
licencia de esta obra.
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titular de los derechos de autor

INDICE DE CONTENIDO
ENERGÍA QUÍMICA EN ENENERGIA ELECTRICA.
9
Práctica No 2: EQUILIBRIO QUÍMICO Y PRINCIPIO DE LE CHATELIER. 20
Práctica No 3: INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA Y DE LA PRESENCIA
DE UN CATALIZADOR
COLORIMETRICAMENTE PARA VERIFICAR UN MECANISMO DE
REACCIÓN
35
Práctica No 5: ADSORCIÓN EN LA INTERFACE SÓLIDO - LÍQUIDO 48
Práctica No 6: DETERMINACIÓN DEL NÚMERO DE TRANSPORTE POR
EL MÉTODO DE HITTORF
ANEXO 78
LISTADO DE TABLAS
Tabla No 1: efectos de la concentración en el equilibrio cromato – dicromato.
Tabla No 2: Experimento 1: Efecto de la temperatura sobre velocidad de reacción
Tabla No 3: resultados de velocidad de reacción
Tabla No 4: Absorbancia en el tiempo.
Tabla No 5: Tubos para las corridas.
Tabla No 6: Datos corrida 3: efecto salino primario
Tabla No 7: Datos de titulación ácido acético – NaOH
Tabla No 8: Datos de concentración inicial y en el equilibrio del ácido acético
Tabla No 9: cantidad de mol de acético adsorbido por gramo de adsorbente
Tabla No 10: valores de pendiente, ordenada en el origen, el coeficiente de correlación R y el de regresión lineal R2
Tabla No 11: resultados titulación HNO3, NaOH
Tabla No 12: resultados electrolisis de HNO3
Tabla No 13: Valoración de las disoluciones de HNO3
Tabla No 14: cálculos número de transporte.

LISTADO DE GRÁFICOS Y FIGURAS
Figura 1: representación gráfica de experimento 1
Figura No 2: grafico de velocidades iniciales
Figura No 3: Partes del espectrofotómetro
Figura No 4: Mecanismo de adsorción en superficie
Figura No 5: Isotermas tipo I
Figura No 6: Isoterma tipo II
Figura No 7: Equilibrio dinámico
Figura No 8: montaje filtración al vacío.
Figura No 9: esquema antes de la electrolisis
Figura No 10: esquema durante la electrolisis de 6 equivalentes
Figura No 11: diagrama despues de la electrolisis
Figura No 12: Montaje electrolisis de HNO3

CARACTERÍSTICAS GENERALES
Introducción
La química y todos los estudios que de ella se derivan se
caracterizan por ser ciencias experimentales que le
permiten al estudiante visualizar los diferentes fenómenos
que involucran gran variedad de fenómenos que
teóricamente son de difícil comprensión.
La presente guía del componente practico del curso de
Cinética Química, fue diseñado con la intesionalidad de
llevar al estudiante a generar habilidades de interpretación
y aplicabilidad del componente teórico, permitiéndole
visualizar problemáticas y las posibles soluciones que se
pueden generar en torno a las mismas.
El documento presenta seis prácticas de laboratorio; las
cuales serán desarrolladas en ambientes apropiados, bajo
supervisión y orientación de personal capacitado. Los
estudiantes tienen el compromiso de revisar los aspectos
teóricos, elaborar un preinforme de laboratorio. Cada
práctica debe conducir a un producto que se verá plasmado
en un informe de laboratorio, en forma de artículo científico,
el cual servirá como referencia para determinar hasta qué
punto se logro avanzar en el desarrollo de los objetivos.

Intencionalidades formativas
Enfretar al estudiante a problematicas de tipo experimental, generando habilidades de observación y analisis de fenomenos fisicoquímicos .
Que el estudiante pueda extrapolar el concocimiento adquirido en la parte teorica a la parte experimental.
Generar inquietudes de investigación e innovación en el desarrollo de su quehacer profesional.
Objetivos
Incentivar el pensamiento cientifico, que lleve al estudiante a poder plasmar estos conocimentos en el desarrollo de sus preinformes e informes de laboratorio.
Demostrar la aplicabilidad del conocimiento adquirido teoricamente.
Metas
El estudiante desarrolla habilidades de interpretación de datos obtenidos experimentalmente, como diagnostico para la solución de problemáticas, en su campo de acción.
Competencias
El estudiante podra dar solución o identifican fenómenos fisicoquímicos, que comunmente se presentan en la industria, como consecuencia de se quehacer profesional.
Denominación de practicas

De Energía Química En Enenergia Electrica.
Practica No 2: Equilibrio Químico Y Principio De Le
Chatelier.
La Presencia De Un Catalizador
Practica No 4: Cinética De Una Reacción Química
Seguida Colorimetricamente Para Verificar Un
Mecanismo De Reacción.
Líquido
Número de horas 18
Seguridad industrial

DESCRIPCIÓN DE PRÁCTICAS
PRACTICA No 1
QUÍMICA EN ENENERGIA ELECTRICA
Presencial x Autodirigida Remota Otra ¿Cuál
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Aplicabilidad de la ecuación de Nernst Intencionalidades formativas
Propósito(s)
Objetivo(s)
los electrodos durante el proceso.
Identificar los productos de la electrólisis e
inferir la naturaleza de las transformaciones
que tienen lugar.
Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los procesos que han tenido lugar.
Meta(s)
Que el estudiante genere destreza en la interpretación de datos y la información que estos le pueden generar.
Competencia(s)
El estudiante relaciona los cálculos termodinámicos obtenidos indirectamente con técnicas electroquímicas y los que se encuentra en la literatura, concluyendo sobre los resultados.
FUNDAMENTACI N TE RICA
Como se sabe si en una solución de un sistema redox se introduce un metal
inatacable p.ej.: platino, se establece una diferencia de potencial eléctrico entre la
solución y el metal, que se puede explicar como la tendencia de los electrones a
pasar de la solución al metal, se dice que se establece un potencial de electrodo.
Si tomamos dos sistemas redox y los unimos cerrando un circuito eléctrico,
estamos construyendo un generador de corriente eléctrica; la magnitud de esta
corriente dependerá de la diferencia de potencial existente entre los potenciales
de electrodo de cada uno de los sistemas redox.
La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para
realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica
(pila), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo
de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.
Un ejemplo de celda voltaica es la pila de Daniell, dispositivo que consiste en un
electrodo de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 y un electrodo de Cu
sumergido en una solución de CuSO4. Las soluciones están separadas por un
tabique poroso o puente salino que permite el paso de los iones a través de él.

salen del electrodo de Zn hacia el electrodo de Cu a través del alambre externo y
un flujo de iones a través de la solución como resultado de las reacciones de
óxido-reducción espontáneas que tienen lugar en los electrodos.
El electrodo de Zn es el ánodo y el de Cu es el cátodo. Debido a que los
electrones fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula
con un signo negativo, y el cátodo, con un signo positivo. La diferencia de
potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza
motriz que mueve los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente,
a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz o fem y se mide en
volts (V). La fem producida por una celda voltaica se denomina potencial estándar
de la celda Ecelda si las concentraciones de todos los iones son 1M, las
presiones parciales de los gases son 1 atm y la temperatura de la celda es 25°C.
Se calcula a partir del potencial de reducción estándar de cada electrodo ε o que
manifiesta la tendencia a adquirir electrones del mismo. Entonces es posible
considerar que la fem de la pila es la resultante de dos simples potenciales de
electrodo. Como sabemos estos potenciales de electrodos no se determinan en
forma absoluta, pero si se determinan respecto a un electrodo normal de
hidrógeno (electrodo de referencia) tomando su valor igual a 'cero'.
En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una
celda voltaica, el ΔGº es negativo y el potencial de celda positivo.
La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a
partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración.
La ecuación de Nernst nos permite hallar la fem que una celda produce en
condiciones no estándar.
Donde:
E°celda = E°catodo – E°anodo = Potencial estándar del sistema
T = Temperatura absoluta en Kelvin (K)
R = Constante universal de los gases (0,082 L-atm/K-mol)
F = Número de Faraday (96.500 Coulomb)
n = Número de electrones que pasan de la forma reducida a la oxidada o
viceversa.
[Oxid] = Concentración molar de la forma oxidada del sistema.
[Red ] = Concentración molar de la forma reducida del sistema.
Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones
transferidos
Una PILA se representa esquemáticamente así:
La barra simple representa la unión o el contacto sólido-líquido, la doble barra
representa la unión líquido-líquido de la placa porosa. Por convención la
concentración de una sustancia sólida pura se considera siempre igual a la
unidad. Luego entonces, por convención se calcula el voltaje de una pila como el
potencial de electrodo escrito a la derecha menos el potencial de electrodo escrito
a la izquierda en la expresión de la pila; si estos potenciales son de reducción.
La reacción de la PILA DE DANIEL es: Zn° + Cu++ ⇒ Cu° + Zn++ por lo que si

DESCRIPCIÓN DE LA PRACTICA

MATERIALES REACTIVOS

2 Vasos de precipitado de 100 mL Solución saturada de NaCl o KCl
Tubo en forma de U CuSO4 1M
Voltímetro ZnSO4 1M
cocodrilo en los extremos
1/2 cm de ancho y 6 cm de largo
bien pulidas
Algodón
SOFTWARE A UTILIZAR EN LA PRÁCTICA U OTRO TIPO DE REQUERIMIENTO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA
Ninguno.
SEGURIDAD INDUSTRIAL

METODOLOGÍA
Conocimiento previo para el desarrollo de la práctica.
Celdas electroquímicas Graficar y hallar áreas bajo la curva Conceptos básicos de química general (Expresiones de concentración,
cálculos de fracciones molares, estequiometria, etc )
Forma de trabajo:
En grupos de trabajo según las consideraciones del tutor a cargo; teniendo en cuenta espacio y material disponible.
Procedimiento:
1. Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro
solución de ZnSO4 1M hasta aproximadamente la mitad.
2. Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que
contiene la solución de ZnSO4 la lámina de Zn.
3. Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al
positivo con los cables conductores como muestra la figura y anote la
lectura del voltímetro. Observará que la aguja del voltímetro se mantiene
en el cero de la escala indicando que no circula corriente porque el circuito
está abierto.
4. Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con
algodón.
5. Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el
otro en la ZnSO4, como muestra la figura cuidando que no quede aire en
su interior.
6. Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una

circuito se cerró al colocar el tubo en U, que constituye lo que se llama
puente salino.
Cálculos Y Resultados
1. ¿En la electrólisis los cationes se reducen u oxidan, en cuál electrodo?
2. ¿Qué es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis?
3. Escribir las reacciones de oxidación y reducción que se producen en la
electrólisis de la solución de KI.
4. Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles
de reducción:

SISTEMA DE EVALUACIÓN
Los aspectos a evaluar del componente práctico son los siguientes:
Actividad en campus virtual, las cuales se encuentran disponibles en el trabajo colaborativo 1, 2 y 3. Cada una de estas actividades tendrá como calificación 10 puntos máximos.
Actividades desarrolladas de forma presencial; el estudiante deberá inscribir la práctica de laboratorio en el CEAD donde se encuentra inscrito; esta actividad será evaluada por el tutor que se designa en cada CEAD para orientar las prácticas. La actividad tendrá una calificación de 120 puntos máximos distribuidos en cada trabajo colaborativo con un puntaje máximo de 40 puntos.
Participación y disposición del estudiante durante el desarrollo del componente práctico.
Preparación posterior del desarrollo de la práctica de laboratorio; la cual será evaluada mediante un quiz de conocimientos previos para el abordaje de las prácticas de laboratorio.
Entrega de informe de laboratorio tipo articulo (ver anexo)

INFORME O PRODUCTOS A ENTREGAR
El informe de laboratorio a entregar se encuentra descrito en el anexo.
RÚBRICA DE EVALUACIÓN

desempeño y aspectos a valorar; pero basara las calificaciones en los siguientes aspectos:
Aspectos a evaluar Forma de evaluación Puntaje sobre 5
Participación activa del encuentro práctico
Es de vital importancia que el estudiante no sólo
asista al encuentro práctico, sino que también participe
activamente del mismo
La preparación de las prácticas se llevará a
cabo por cada estudiante mediante el estudio de
las guías de laboratorio, estudio que se evaluará
por medio de un quiz antes de empezar el desarrollo de estas.
1.5
estructura solicitada, una excelente redacción y análisis de los datos
obtenidos en el desarrollo del evento
práctico
2
RETROALIMENTACI N

PRACTICA No 2
Tipo de practica
Presencial x Autodirigida Remota
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Identificación de sistemas en equilibrio y principio de
Le Chatelier Intencionalidades formativas
permitan evidenciar cuando un sistema se
encuentra en equilibrio.
Metas
Que el estudiante identifique cuando un sisitema se encuentra en equilibrio y que factores afectan ello.
Competencias

FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Todas las reacciones químicas no se pueden considerar totalmente irreversibles.
Con frecuencia, los reaccionantes forman productos y éstos, a su vez, se
combinan entre sí para generar algo de reaccionantes.
En realidad están ocurriendo dos reacciones simultáneas, cuyo resultado es una
mezcla de reactivos y de productos. Esta situación genera una reacción
reversible, la cual alcanzará el equilibrio cuando las velocidades de formación de
productos y de reconversión de reactivos sean iguales.
Según el principio de Le Chatelier, “cuando un sistema está en equilibrio, y éste
se perturba o se modifica externamente, por cambios en la concentración de las
especies que participan del equilibrio, por cambios en la temperatura, presión o
volumen, el propio sistema se ajustará, en la dirección que minimice, amortigüe o
contrarreste el efecto que la perturbación externa causó en éste, estableciéndose
un nuevo equilibrio”
DESCRIPCI N DE LA PRACTICA
Observar las diferentes consecuencia de variar parámetros en los sistemas sobre el equilibrio químico del mismo
RECURSOS A UTILIZAR EN LA PRÁCTICA (EQUIPOS / INSTRUMENTOS)
Gradilla Dicromato de potasio (K2Cr 2O7) 0.10 M

mL
Placa de
6H2O) 0.40 M
Ninguno.
Forma de trabajo:
Procedimiento:
1. Efecto del cambio en la concentración sobre un equilibrio homogéneo
en solución acuosa
Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión cromato (CrO4) -2
Disponer cinco tubos de ensayos limpios y secos, rotularlos en su orden como 1,
2, 3, 4, y 5
Agregar a cada uno las soluciones correspondientes descritas a continuación y
realizar las observaciones pertinentes:
Tabla No 1: efectos de la concentración en el equilibrio cromato – dicromato.
Tubos Soluciones a agregar Observaciones
1 10 mL K2CrO4 0.10 M
2 10 mL K2CrO4 0.10 M
4 gotas HCl 6.0 M
Agitar
4 gotas de NaOH 6.0 M
Agitar
4 gotas NaOH 6.0 M
Agitar
4 gotas HCl 6.0 M
Agitar
Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión dicromato (Cr 2O7) -2
Repita el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando la solución de dicromato
de potasio (K2Cr 2O7) 0.10 M
2. Efecto de la temperatura sobre un equilibrio químico homogéneo en
solución acuosa
Rosado Azul
Poner 5.0 mL de solución de CoCl2 . 6H2O 0.10 M, en un beaker de 100 mL,
adicionar gotas de solución de HCl 6.0 M, hasta que se verifique un cambio
visible de color, aproximadamente hasta violeta.
A temperatura ambiente los iones Co(H2O)6 -2 y (CoCl)-2 se encuentran en
cantidades suficientes, para establecer un equilibrio observable físicamente a
través de la aparición del color violeta, el cual puede considerarse como la suma
del color rosado y el azul; ya que cuando prevalece la especie Co(H2O)6 -2, es
azul.
Calentar a baño de maría, hasta cuando se verifiquen cambios. Registrar
observaciones.
Permitir que el sistema regrese a la temperatura ambiente. Observar.
Someter el sistema a un baño frio. Observar.

máximo de 40 puntos.
R BRICA DE EVALUACI N
El tutor a cargo de la practica tendrá autonomía en la apreciación en cuanto al desempeño y aspectos a valorar; pero basara las calificaciones en los siguientes aspectos:
Aspectos a evaluar Forma de evaluación Puntaje sobre 5
1.5
Informe de Laboratorio
práctico
2
RETROALIMENTACIÓN

PRACTICA No 3
INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA Y DE LA PRESENCIA DE UN CATALIZADOR
Tipo de practica
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Cinética química, velocidad de reacción de una
reacción de oxidación y la obtención de los parámetros de la ecuación de Arrhenius.
Intencionalidades formativas
Objetivos
de la temperatura y la presencia de un
catalizador sobre la velocidad de la reacción
redox que experimentan permanganato y
oxalato en medio ácido.
Metas
Que el estudiante aprenda a implementar metodos experimentales para la obtención de datos que pueden ser utilizados en ecuaciones teoricas.
Competencias

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 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

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, etc.
Los métodos físicos son preferibles a los químicos porque éstos necesitan
modificar o parar el sistema de reacción. Sin embargo en esta práctica vamos a
utilizar un método químico por su sencillez, para estudiar cinéticamente la
reacción:
En general puede decirse que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la
temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10 grados en
la temperatura duplica la velocidad de la reacción). Esto es debido a que el
aumento de temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las
moléculas reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el
número de moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesario
para que el choque entre ellas sea eficaz. En 1889, Svanthe Arrhenius estableció
empíricamente que las constantes de velocidad de muchas reacciones varían con
la temperatura según la expresión:

Donde k es la constante de velocidad de la reacción, Ea es la energía de
activación, y A es la constante de Arrhenius. Tomando logaritmos naturales en
ambos miembros de la ecuación, esta queda como
Así, si se representa gráficamente ln k frente a 1/T aparece una línea recta, lo que
permite determinar el valor de la energía de activación. Alternativamente, esa
ecuación puede escribirse para dos conjuntos de valores de k y de temperatura,
lo que permite eliminar la constante lnA. La ecuación resultante, denominada
ecuación de Arrhenius, es:
Donde T1 y T2 son dos temperaturas en grados Kelvin, k1 y k2 son las
constantes de velocidad a esas temperaturas, Ea es la energía de activación (J
mol-1) y R es la constante de los gases (8,3145 J mol-1 K-1).
Otra forma de acelerar una reacción es utilizando un catalizador, que es una
sustancia que proporciona una secuencia alternativa de la reacción con una
menor energía de activación, lo que permite que un mayor número de moléculas
sean capaces de superar dicha energía y, por tanto, reaccionar. El catalizador
participa en la reacción química sin experimentar un cambio permanente, por lo
que su fórmula no aparece en la reacción química global, si bien se suele situar
generalmente sobre la flecha de la reacción.

Existen dos tipos básicos de catálisis, conocidos como catálisis homogénea y
catálisis heterogénea. En el primer caso, todos los reactivos y los productos de la
reacción están presentes en la disolución o en la mezcla homogénea en que se
desarrolla la reacción. Este es el caso de las reacciones en medio acuoso
catalizadas por un ácido o por un catión de un metal de transición. En la catálisis
heterogénea, la reacción transcurre sobre una superficie sólida adecuada, de
modo que los intermedios de reacción cruciales se sitúan sobre la superficie, y el
catalizador está en una fase distinta de la de los reactivos y productos de la
reacción. Este es el caso de multitud de reacciones catalizadas por elementos de
transición y sus compuestos, que permanecen en estado sólido durante la
reacción. En la catálisis heterogénea no todos los átomos superficiales son
igualmente efectivos, denominándose posiciones activas a los átomos efectivos.
Determinar la ecuación de velocidad y mediante los datos obtenidos calcular los parámetros de la ecuación de Arhenius (energía de activación y factor preexponencial)
RECURSOS A UTILIZAR EN LA PR CTICA (EQUIPOS / INSTRUMENTOS)
Tubos de ensayos con gradilla Ácido Sulfúrico 0,25 M y 1 M

Pipeta automática de 5 mL (volumen variable) Sulfato de Manganeso (II) 0,01
M
mL
M
Cronómetro
Ninguno.
Reacciones químicas, reacciones de oxidación. Cálculos de concentración de soluciones. Numero de oxidación, balanceo de ecuaciones. Nomenclatura. Velocidad de reacción y parámetros de Arheniun
Forma de trabajo:
Procedimiento:
1. Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción
(Ensayos 1 a 4)
En un tubo de ensayo (tubo A) se ponen 2 mL de disolución de permanganato
potásico 5 x 10-4 M y 3 mL de disolución de ácido sulfúrico 0,25 M. En otro tubo
de ensayo (tubo B) se ponen 5 mL de disolución de ácido oxálico 1,5 x 10-3 M. Se
introducen los dos tubos en el baño de agua a 55 °C y se espera unos cinco
minutos hasta que las disoluciones alcancen la temperatura del baño. A
continuación, verter el contenido del tubo de ácido oxálico sobre el que contiene
el permanganato y a la vez poner en marcha el cronómetro; agitar la mezcla (no
coger el tubo con toda la mano). Medir el tiempo desde que se realiza la mezcla
hasta que desaparece el color rosa del permanganato.

Repetir el ensayo y verificar que no existe una gran diferencia entre las dos
medidas de tiempo obtenidas.
Realizar ensayos similares a 45 °C, 35 °C y 25 °C. Realizar todos los ensayos por
duplicado. En caso de discrepancia en alguno de los valores de los ensayos 1 a
4, se realizará una tercera medida.
Tabla No 2: Experimento 1: Efecto de la temperatura sobre velocidad de reacción
Exp KMnO4 5 x
1 2 mL 3 mL 5 mL 55
2 2 mL 3 mL 5 mL 45
3 2 mL 3 mL 5 mL 35
4 2 mL 3 mL 5 mL 25
2. Estudio del efecto de un catalizador sobre la velocidad de reacción
(ensayo 5)
En el ensayo 5, que también se realizará por duplicado, se medirá el tiempo que
tarda en desaparecer el permanganato desde que se produce la mezcla del
contenido de dos tubos (A y B) a 45 °C.
En el tubo A se colocan 2 mL de permanganato potásico 5 x 10-4 M, 3 mL de
ácido sulfúrico 0,25 M y una gota de sulfato de manganeso(II) 0,01M, y en el tubo
B, 5 mL de disolución de ácido oxálico 1,5·10-3 M. Una vez añadidos los reactivos
a la pareja de tubos, los dos tubos se introducen en el baño de agua a 45 °C y se
espera unos cinco minutos hasta que las disoluciones alcancen la temperatura
del baño. A continuación, se vierte el contenido del tubo de ácido oxálico sobre el
que contiene el permanganato y a la vez se pone en marcha el cronómetro; agitar

realiza la mezcla hasta que desaparece.
Precauciones de seguridad
Los residuos de todos los tubos de la práctica se eliminarán como disoluciones
ácidas de metales en el recipiente correspondiente.
práctica.
2. Escribir la reacción iónica que tiene lugar y ajustarla por el método del ión-
electrón.
3. Completar la siguiente tabla con los resultados obtenidos: (la denominación x' corresponde al ensayo que se repite).
Tabla 3: resultados de velocidad de reacción
Ensayos T (°C) KMnO4
1 y 1'
2 y 2'
3 y 3'
4 y 4'
5 y 5'
4. Representar una gráfica de la velocidad de reacción frente a la temperatura utilizando los datos de los cuatro primeros ensayos. Comentar esta gráfica.

6. ¿Cómo afecta la adición de sulfato de manganeso a la velocidad de la reacción? ¿Es un catalizador positivo o un inhibidor de esta reacción? ¿Qué tipo de catálisis se produce?
7. Si junto con el ensayo 5 se realizaran otros (6, 7, 8...) a distintas temperaturas, ¿se modificaría la velocidad de reacción? Razonar la respuesta.
SISTEMA DE EVALUACI N


1.5
práctico
2
RETROALIMENTACIÓN

PRACTICA 4
COLORIMETRICAMENTE PARA VERIFICAR UN MECANISMO
DE REACCIÓN
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Cinética química, verificación del mecanismo de una
reacción. Intencionalidades formativas
una técnica fotocolorimétrica y el método de
las velocidades iniciales.
la reacción entre el cristal violeta y el
hidróxido de sodio a través de un observable,
la absorbancia del cristal violeta.
Metas
Que el estudiante pueda hacer una obsevación de la cinética química de una reacción y como puede comprobar su mecanismo de reacción.
Competencias
Generar cuestionamientos en el estudiante que los incentiven en el estudio cinético de las reacciones químicas como línea de investigación.
Un mecanismo de reacción explica cómo se forman los productos a partir de los
reactivos, describe, paso por paso, el proceso de ruptura y formación de enlaces.
La reacción entre el cristal violeta y el hidróxido de sodio puede ocurrir a través de
un mecanismo SN 1 o un SN 2 (tetraedral).El mecanismo SN 1 que corresponde a
una sustitución nucleofílica unimolecular. Ocurre a través de un intermediario
catiónico, por lo que solamente se involucra un reactivo en el paso determinante y
la reacción es de orden uno. La cinética de tal reacción solo dependerá de la
concentración del sustrato que forma al carbocatión y no de la concentración del
nucleófilo OH¯, la velocidad de reacción con respecto al nucleófilo sería cero.
El estado de transición es iónico y se ve estabilizado en medios polares,
aumentando la velocidad de reacción, esto se logra agregando sales que
aumenten la polaridad del medio. El mecanismo SN2 tetraedral ocurre en un solo
paso concertado, por lo que requiere de la participación de los dos reactivos
involucrados en la sustitución nucleofílica y la reacción es de orden 2. La cinética

nucleófilo OH¯. Un medio iónico eleva la energía del estado de transición y hay
una disminución en la velocidad de reacción.
Cuando a una reacción de segundo orden se le agrega uno de los reactivos en
exceso, este prácticamente permanecerá constante con respecto al otro y la
cinética de la reacción será ahora de pseudoprimer orden.
La reacción entre el cristal violeta y el hidróxido de sodio se seguirá a través de la
disminución de la absorbancia del cristal violeta CV en la región del espectro
visible con longitud de onda de 590 nm, en tres corridas manteniéndose
constante en dos de ellas, la concentración del cristal violeta, y en otras dos la
concentración de la base. Por último se repetirán las tres corridas pero ahora con
un exceso de la base. La variación de 2 absorbancias A iniciales con el tiempo
t (pendiente m), es directamente proporcional (α) a la velocidad inicial de la
reacción r.
Figura No 3: grafico de velocidades iniciales
Las velocidades iniciales son proporcionales (α ) a las concentraciones iniciales,
medidas con la absorbancia, siendo la constante de proporcionalidad la constante
de velocidad. Así el logaritmo natural de la relación de pendientes iniciales m 0 con
respecto al logaritmo natural de la relación de concentraciones iniciales C 0 del
reactivo que cambia en dos corridas, proporciona el valor del orden parcial de tal
reactivo

2 pipetas graduadas de 5 mL PE solución de tinte cristal violeta (0.02 g
en un litro de agua) 5 x 10 –5 M
1 termómetro solución de hidróxido de sodio NaOH
2 a 0.02 M
2 pipetas beral de 1 mL solución de nitrato de potasio KNO3 1
M
1 espectrofotómetro Genesys con
residuos (uso común)

Ninguno.
METODOLOGÍA
Forma de trabajo:
Procedimiento:
1. Conectar el cable a la corriente eléctrica
2. Encender el interruptor (ON) que está atrás del equipo. Aparece la palabra
Genesys3.
3. esperar a que se calibre el equipo, 2 minutos aproximadamente. Se oye un

4. oprimir la tecla UTILITY , se despliega un menú
5. Del menú UTILITY y con ayuda del cursor, señalar las opciones a
cambiar, dar ENTER, seleccionar y volver a dar ENTER para fijar la
selección.
a) cambiar el modo de espera (stand by), a modo apagado ( u off)
b) expiración de línea base, también apagado
c) Idioma, Español o Inglés
6. oprimir la tecla Test
7. Seleccionar cinética. ENTER
8. Seleccionar en modo de medición, absorbancia y teclear ENTER
9. si la longitud de onda no es la deseada, oprimir ENTER y escribir el valor
deseado ENTER
ENTER
11. Seleccionar con las flechas, absorbancia. ENTER
12. Seleccionar tiempo de intervalo, ENTER. Escribir el tiempo min:seg, que se
necesite para reportar la absorbancia, dar ENTER.
Ejemplo 30 segundos 00:30
13. seleccionar tiempo total, ENTER. Escribir el tiempo total que se necesite
que a la reacción se le determine la absorbancia. Ejemplo un minuto 01:00
14. Seleccionar modo pendiente por factor encendido, la pendiente es
proporcional a la velocidad media (entre lecturas)
15. Seleccionar correr análisis.
16. Seleccionar modo tabular.(quedará el nombre de gráfico). Registrará la
absorbancia en el tiempo seleccionado en forma tabular
Tabla No 4: Absorbancia en el tiempo.
Tiempo (seg) absorbancia
10 0.051
20 0.052
30 0.053
17. insertar la celda blanco al espectrofotómetro con las marcas blancas
diagonal a la izquierda del usuario, (hay un volumen de 5 mL hasta la parte
inferior del rectángulo blanco, pero pude usarse menos volumen de
muestra, mínimo 2.5 mL, después de la línea blanca. Cerrar el
compartimiento
18. oprimir la tecla: medir blanco, solo si han transcurrido 30 minutos de
encendido el equipo. Se oye una alarma
19. Retirar la celda con el blanco, oprimir la tecla medir muestra e introducir la
celda con la reacción lo más rápido posible
20. al terminar el tiempo total de la cinética la toma de lecturas se detendrá,
suena alarma. Aparecerá la última medida de Abs/tiempo.
21. se puede regresar al modo gráfico.
22. Para otra corrida, medir blanco y después la muestra
23. lavar las celdas solo con agua destilada, si hay alcohol, también. Dejar
secar y guardar
24. con la tecla ESC, se va saliendo de las pantallas, hasta llegar a longitud de
onda.
25. Con el botón posterior OFF – ON apagar el equipo, desconectar y guardar.
Para la presente práctica se tendrán en cuenta los siguientes parámetros:
Programar el tiempo de lectura de la absorbancia 4 minutos y el total
de lecturas 4
El equipo dará las pendientes medias y al final de la corrida (16 minutos) la
pendiente media final, la cual es proporcional a la velocidad. Utilizar
guantes
Se preparan cinco tubos del espectrofotómetro Genesy, el tubo 1 es el blanco, el
tubo 2 el testigo de violeta en las tres corridas. Los tubo 3, 4 y 5 serán los
reactores para cada corrida como se muestra en la siguiente Tabla.
Tabla No 5: Tubos para las corridas.
Blanco Testigo Reactores
NaOH
KNO3
Se realizan las tres corridas en el Espectrofotómetro, utilizando el mismo tubo 1,
como blanco, el tubo 2 proporcionará la absorbancia inicial en las tres corridas,
intercambiándolo, antes de los 4 minutos de la primera lectura, por el tubo reactor
correspondiente
Seleccionar modo tabular. (quedará el nombre de gráfico). Registrará la
absorbancia en el tiempo seleccionado en forma tabular.
Insertar la celda blanco que consiste en 2.5 mL de agua con una gota de
NaOH, al espectrofotómetro con las marcas blancas diagonal a la izquierda
del usuario, cerrar el compartimiento
Oprimir la tecla: medir blanco, (solo si han transcurrido 30 minutos de

el blanco.
Retirar la celda con el blanco, introducir la celda testigo (2.5 mL de Cristal
violeta) oprimir la tecla medir muestra y simultáneamente por fuera
introducir 1 gota de NaOH al tubo reactor agitar e intercambiarla por el
testigo (tiene un poco menos de 4 minutos para intercambiar el testigo por
el reactor)
Al terminar el tiempo total de la cinética la toma de lecturas se detendrá,
suena alarma. Aparecerá la última medida de Abs/tiempo
Aparecerán los datos en forma de tabla
se puede regresar al modo gráfico y observar la curva de pendiente
negativa.
Repetir el procedimiento para la Corrida 2
El blanco es el mismo tubo de la corrida 1, solo hay que agregar otra gota
de NaOH. El testigo es el mismo tubo con 2.5 mL de cristal violeta. El tubo
reactor se intercambia por el testigo antes de los 4 minutos de la primera
lectura, no sin antes haber agregado dos gotas de NaOH por fuera y
simultáneamente al correr la muestra con el testigo
Corrida 3 (efecto salino primario de Brönsted)
Repetir la corridas 2, pero a la misa solución del blanco agregar 1 gota de una
solución de KNO3 1 M (sal de Brönsted), al testigo y reactor también, al disparar
correr análisis simultáneamente por fuera al reactor agregar 2 gotas de NaOH
Estos datos probarán el efecto de sal primaria de Brönsted (aumenta el carácter
iónico del medio y si hay formación de carbocatión este se estabilizará y
favorecerá la reacción SN1 aumentando la “velocidad” con respecto a la de la
corrida 1). O disminuyendo la velocidad (pendiente) si el proceso es SN2 con
intermediario concertado. Registrar los datos en la siguiente tabla.

Tabla No 6: Datos corrida 3: efecto salino primario.
Corrida
1
Tiempo
[min]
0 4 8 12 16 Pendiente media inicial (entre 0 y
4 min)
a) Con los datos obtenidos elaborar gráficas de absorbancia vs. tiempo, para
cada corrida. Efectuar las gráficas en Excel. En el mismo gráfico trazar las
curvas de la corrida 1 y 3, si estas no coinciden, la reacción es de primer
orden en la NaOH
b) la corrida 3 corresponde a un experimento realizado en medio iónico. Si el
complejo activado tuviera carga eléctrica (carbocatión, mecanismo SN1), la
ionicidad del medio estabilizaría tanto al estado base iónico (cristal violeta),
como al estado de transición, no se afectaría o sufriría un aumento en el valor
de la pendiente m en la corrida 3 con respecto a la corrida 2, por otro lado si
el complejo activado es neutro (mecanismo SN2), el medio iónico estabilizaría
solo el estado base y no al complejo activado y la pendiente m de la corrida 3
sería menor que la de las corridas 2 (reacción más lenta)
c) De acuerdo a los valores de las pendientes cuales serían los ordenes
parciales α y β, de la reacción entre el cristal violeta y el NaOH. ¿Cuál es el



aspectos:
1.5
práctico
2
RETROALIMENTACIÓN

PRACTICA 5
Tipo de practica
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Isotermas de adsorción de Langmuir y Freundlich. Intencionalidades formativas
Propósitos
desorción, sorbato y sorbente
Relacionar la cantidad adsorbida de soluto
con la cantidad de sólido presente en el
equilibrio.
Interpretar los datos de acuerdo con las isotermas de Langmuir y Freundlich.
Metas

Competencias
Que el estudiante adquiera habilidades en el procesamiento y análisis de datos.
La adsorción es un fenómeno superficial que ocurre cuando dos fases están en
contacto, hay una región llamada interfase donde la composición es diferente a la
del resto de las fases. El aumento en la concentración de una sustancia en la
interfase, comparada con la concentración en la mayor parte, es conocida como
adsorción. En concreto, adsorción es cuando un soluto se adhiere sobre una
superficie. Sobre la superficie de un sólido pueden ser adsorbidas o fijadas
sustancias de un gas o un líquido (fluido). Al sólido se le llama adsorbente o
sorbente y a las partículas adsorbidas sorbato o adsorbato.
Aún las superficies mas cuidadosamente pulidas vistas microscópicamente,
presentan irregularidades en toda el área. Estas superficies son particularmente
susceptibles a la presencia de campos de fuerzas residuales. En estos lugares
(también llamados “sitios activos”), los átomos de la superficie del sólido pueden
atraer a otros átomos o moléculas de la fase fluida circundante. Es así que la
actividad superficial de los sólidos es responsable del mecanismo de la adsorción
Figura No 5: Mecanismo de adsorción en superficie

La adsorción de un soluto sobre una superficie puede ser física o química. En la
adsorción física el adsorbato se enlaza al adsorbente con fuerzas relativamente
débiles, del tipo van der Waals, es reversible, la energía de activación del proceso
es muy pequeña o no se aprecia y, además, se puede formar más de una capa de
soluto adsorbidos.
En la adsorción química hay compartición de electrones entre el adsorbato y la
superficie del adsorbente, así que ocurre una reacción química. El enlace formado
entre el adsorbente y el adsorbato es esencialmente químico y por tanto más
fuerte que en la adsorción física. La quimiadsorción algunas veces requiere de
energía por lo que es también llamada adsorción activada y como en toda
reacción química, se manifiesta una energía de activación en el proceso, el calor
de adsorción es usualmente mayor que en la adsorción física, da lugar solamente
a la formación de una capa de grosor monomolecular y es irreversible.
La relación entre la cantidad de sorbato sobre una determinada cantidad de masa
de adsorbente y la concentración de la fase fluida en un experimento realizado a
temperatura constante, cuando se representan gráficamente, se llama isoterma
de adsorción, debido a que es necesario que el experimento de adsorción se
realice a temperatura constante. La forma del trazo que aparece en estas gráficas
varía cuando cambian cuales quiera de los dos componentes del experimento de
adsorción, el sólido o el soluto. Sin embargo, las formas más frecuentemente
encontradas se clasificas en 5 tipos, de las que vamos analizar dos.
La isoterma de adsorción de tipo I se caracteriza porque el tramo inicial es de
pendiente alta, que gradualmente se va aproximando a una recta paralela al eje de
las abcisas. La parte inicial se debe a que la superficie no cubierta es fuertemente
adsortiva y es más probable el fenómeno de adsorción que el de desorción y, en la
medida de que los sitios activos se van ocupando, la probabilidad de que ocurra la
desorción aumenta, hasta que ambos procesos se hacen igualmente probables.

adsorbidas o en forma del volumen que estas moléculas ocuparían si estuvieran
en fase gaseosa en condiciones normales de presión y temperatura) depende de
dos características del sistema:
1.- la fuerza de atracción entre las moléculas adsorbibles y la superficie y
2.- de la cantidad disponible de superficie.
Cuando la superficie queda cubierta con todas las moléculas que puede adsorber
se dice que queda “saturada” y esto explica la parte final de la isoterma (n = N).
V = volumen adsorbido de sorbato o soluto por unidad de masa de sorbente
n = cantidad de moles adsorbidas de sorbato por unidad de masa de sorbente
C = concentración del soluto en solución, en equilibrio con el soluto adsorbido
(sorbato)
P = presión del soluto, en equilibrio con el soluto adsorbido N = cantidad de moles
de soluto adsorbido por gramo para cubrir totalmente la superficie, monocapa
Figura No 6: Isotermas tipo I
La isoterma de tipo II inicia de la misma manera que la isoterma de tipo I, pero no

Figura No 7: Isoterma tipo II
La adsorción química (quimisorción) produce casi exclusivamente isotermas tipo I,
la adsorción física (fisisorción) generalmente da isotermas tipo I o de tipo II. En
1916 Irving Langmuir propuso un modelo sencillo para el comportamiento del
fenómeno de adsorción, que en particular es muy útil para la quimiadsorción,
limitada en su forma original, a una capa monomolecular. Langmuir consideró que
en el sistema de una superficie sólida y un soluto, las moléculas chocarían
continuamente con la superficie, y una fracción de ellas quedaría adherida al
sólido. Sin embargo, debido a las energías, rotacional y vibracional de las
moléculas adsorbidas las de mayor energía se desprenderían continuamente de la
superficie. Se establecerá un equilibrio en condiciones de estado estacionario
(equilibrio dinámico), de tal manera que la velocidad a la cual las moléculas
golpean la superficie r a y permanecen en ella por una cantidad apreciable de
tiempo, se equilibraran exactamente con la velocidad a la cual las moléculas se
desprenden de la superficie r d.
Figura No 8: Equilibrio dinámico

Donde
Las ecuaciones de velocidad anteriores corresponden a una cinética de primer
orden. Donde:
La constante de equilibrio del proceso adsorción-desorción es:

Determinar de la isoterma de adsorción de un sistemas definiendo los conceptos
de: adsorción, desorción, sorbato y sorbente

Balanza analítica ácido acético 0.4 M
Pipetas graduadas de 5, 10 y 25 mL Biftlato de potasio
matraces Erlenmeyer con tapa de 125 mL NaOH
Vasos de precipitado 250 y 100 mL agua destilada
Probetas de 25 mL Carbón Activado
1 soporte universal Fenolftaleina
Pera de succión
Ninguno.
METODOLOGÍA

Forma de trabajo:
Procedimiento:
En esta práctica se va a estudiar el fenómeno de adsorción de una solución de ácido acético sobre carbón activado, y verificar si cumple con la ecuación de Freunlich, encontrando las constantes k y n.
1. Limpiar y secar cuidosamente nueve (9) matraces elermeyer con tapa
2. Preparar 500 mL de solución de NaOH 0,2N. estandarizar la solución empleando biftalato de potasio.
3. Preparar 500 mL de solución de CH3COOH 0.2N. Titular la solución con NaOH 0,2 N empleando fenolftaleína como indicador.
4. Pesar nueve muestras de carbón activado de aproximadamente 1 g, y colocarlas en los frascos respectivos. Numerar los frascos de uno a nueve.
5. A partir de la solución de CH3COOH 0,2 N, preparar 100 mL de cada una de las siguientes soluciones: 0,15 M; 0,12M; 0,10 M; 0,08 M; 0,03 M y 0,01M.
6. Adicionar los 100 mL de cada una de estas soluciones, (incluida la solución 0,2 N), uno por frasco, sobre las muestras de carbón. Añadir 100 mL de H2O destilada al último frasco.
7. Tapar los frascos, agitarlos durante ½ hora aproximadamente. Dejar luego los frascos en reposo dentro de un termostato a 25°C o a temperatura ambiente durante 1 hora.
8. Proceder ahora a la valoración del ácido no adsorbido en cada frasco luego de que se ha alcanzado el equilibrio de adsorción. Para ello se filtran las soluciones, se descartan los primeros 10 a 15 mL de filtrado; se toma en cada caso una alícuota de 10 mL del filtrado y se valora al CH 3COOH disuelto con solución de NaOH (emplear fenolftaleína como indicador). Efectuar cada titulación por duplicado.

soluciones 0,2 M; 0,15M; 0,12 M y 0,10 M, se pueden valorar con NaOH 0,2 N. Los filtrados de los frascos restantes, No. 5 a No. 9, en los que se colocaron las soluciones 0,08 M; 0,05M; 0,03 M; 0,01 M de CH3COOH y en H2O destilada, se valoran con una solución de NaOH más diluida, por ejemplo 0,02 N, que puede obtenerse por dilución a partir de la solución 0,2 N.
Registre los datos en la siguiente tabla:
Muestra Vol. NaOH
Donde:
N = número de moles de CH3COOH adsorbidos por gramo de carbón.
C = concentración (moles/litro) CH3COOH en la solución luego que se
establece el equilibrio de adsorción.
k y n = constantes empíricas
Realizar una gráfica de log N vs log C. Si el proceso de adsorción cumple la
isoterma de Freundlich se obtendrá una línea recta.
Ejemplo de cálculos requeridos:


1.5
práctico
2
RETROALIMENTACI N

PRACTICA No 6
MÉTODO DE HITTORF
Tipo de practica
Porcentaje de evaluación Horas de la practica 3 Temáticas de la práctica Número de transporte por el método de Hittorf Intencionalidades formativas
Propósitos
Objetivos
hidronio y el ión nitrato para la electrolisis de
una disolución de ácido nítrico 0.1 M.
Metas
Aplicar técnicas indirectas en la obtención de datos para el estudio de transporte de carga electrica.
Competencias

En una disolución de un electrolito en el seno de un campo eléctrico tanto los
cationes como los aniones contribuyen al transporte de carga (q), es decir, a la
corriente eléctrica en el seno de la disolución. Los números de transporte t + y t-
caracterizan la participación de cada tipo de ión en la corriente eléctrica (I+, I-) y
en el transporte de carga (q+, q-), respectivamente.
Los números de transporte se definen como:
De donde fácilmente se obtiene, que la suma de los dos números de transporte
es igual a la unidad (uno):
Según las anteriores ecuaciones los números de transporte están relacionados
con las movilidades iónicas U+ y U-, y con las conductividades equivalentes
siendo, por tanto, funciones de la velocidad de migración de cada
contraión. Las cantidades de catión y de anión que se transportan
respectivamente durante la electrolisis son proporcionales a las movilidades de

eléctrica debe mantenerse en todo momento, se producirán alteraciones de la
concentración de electrolito en el ánodo y en el cátodo como se ilustra en el
esquema siguiente para la electrolisis de una disolución diluida de HNO3:
Ejemplo ácido nítrico diluido 0.1 M
1) Antes de la electrolisis
Figura No 10: esquema antes de la electrolisis
2) Durante la electrolisis de 6 equivalentes

3) Después de la electrolisis
Figura No 12: diagrama despues de la electrolisis
Debido a la mayor movilidad de cationes, se transportan más iones hidronio en la
dirección del cátodo que iones nitrato en la dirección del ánodo. Los iones
hidronio se reducen a hidrógeno en el cátodo, manteniéndose el electro
neutralidad en toda la disolución. Debido a su mayor potencial de oxidación, los
iones nitrato no se descargan en el ánodo sino que se produce la electrolisis del
agua con la formación de una cantidad equivalente de iones hidronio en el
compartimento anódico,. De esta forma, se produce una acumulación de iones
nitrato y de iones hidronio (ácido nítrico) en el compartimento anódico y un
defecto equivalente en el compartimento catódico.
Las cantidades de cationes (Δn+), aniones (Δn-) y electrolito (Δn) en las regiones

Según estas ecuaciones determinando los cambios en la cantidad de electrolito
en cualquiera de las regiones anódica o catódica, puede calcularse la cantidad de
carga transportada por los aniones . Sin embargo, es conveniente para
minimizar errores combinar ambas ecuaciones para obtener la ecuación
siguiente:
Determinando los cambios de concentración de electrolito en las regiones
anódica y catódica se puede calcular . Esto se hace analizando las
disoluciones en cada compartimiento antes y después de la electrolisis.
La cantidad total de electricidad utilizada en la electrolisis , puede
medirse a partir de los cambios de masa de los electrodos de un coulombimetro
de cobre. Este coulombímetro se basa en dos electrodos de cobre sumergidos en
una disolución de H2SO4 (0.05 M)/CuSO4 (0.5 M) y conectado en serie al circuito
de electrolisis.
En los electrodos del coulombímetro se produce las semirreacciones:

Donde:
Z = 2, número de carga de la reacción en el coulombímetro de cobre.
M = 63.54 g/mol, peso atómico del cobre.
Δm C , Δm
A: cambios de masa del cátodo y del ánodo de cobre después de la
electrolisis.
F = constante de Faraday [96500 coulombios/seg]
Combinando las anteriores dos ecuaciones con las definiciones de los números
de transporte podemos calcular el número de transporte del anión:
El número de transporte del catión se halla de la diferencia
El ensayo se puede realizar también utilizando otros ácidos, en lugar del nítrico,
se puede realizar con ácido clorhídrico 0.1 M ó con sulfúrico 0.1 M. La escogencia
del ácido se debe consultar con el docente de la práctica.
Determinar el número de transporte para la electrolisis de una solución.
RECURSOS A UTILIZAR EN LA PR CTICA (EQUIPOS / INSTRUMENTOS)

4 cables de conexión. Solución para coulombimetro

Fenolftaleina
2 conectores de electrodos de barra
2 electrodos de lámina de cobre.
Soporte de electrodos de lámina
2 soportes de pie con mordazas
2 buretas (10 mL y 50 mL)
Erlenmeyer 250 mL y 100 mL
Matraz aforado de 250 mL
3 pipetas 1 mL, 10 mL, 50 mL
3 vasos de precipitado 100 mL, 250 mL
2 matraces aforados de 1 L
1 embudo
1 frasco lavador
Ninguno.
Electrolisis Cálculos de concentración. Graficar

Forma de trabajo:
Procedimiento:
100 mL de naOH 0.1 M
50 mL de HNO3 0.1 M
250 mL de H2SO4 (0.05 M)/CuSO4 (0.5 M) solución para el coulombímetro.
Realizar el siguiente montaje:
Figura No 13: Montaje electrolisis de HNO3
L

guia_componente_practico_401589.pdf

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