práctica #13_ cinética y equilibrio químico - equipo química experimental 6

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4/10/2015 Práctica #13: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Equipo Química Experimental 6 https://www.sites.google.com/site/equipoquimicaexperimental6/practica13cineticayequilibrioquimico 1/20 Equipo Química Experimental 6 Página principal Práctica #12: Ley de Velocidad de una Reacción Práctica #15: Electroquímica y Reacciones Redox Práctica #1: Normas de Seguridad y Equipo en Laboratorio Práctica #2: Manejo de Material y Técnicas Básicas de Laboratorio Práctica #3: Investigación Científica Práctica #4: Extracción, Sublimación y Cristalización Práctica #10: Conservación de la Materia, Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Experimental Práctica #11: Reactivo Limitante, Rendimiento Teórico y Rendimiento Real Práctica #13: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Práctica #14: Electroquímica y fenómeno de corrosión Práctica #16: Propiedades de los alcoholes y síntesis de aldehídos y cetonas Práctica #17: Pruebas Generales para Lípidos Práctica #18: Biomoléculas Práctica #19: INTRODUCCIÓN AL Práctica #13: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Práctica #13: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO Grupo 6: Paulina Mendoza Rezza A01127555; Carlos Andrés Salgado Sviercovich A01323609; Gabriela del Carmen Alcántara Torres A01323418; Laura Andrea Soto Flores A01323591 Laboratorio de Química Experimental (Q1014.1), 14:30 A 17:30. Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey Campus Puebla Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas Dr. Isaac Monroy Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano 1. Introducción: Para que se puedan llevar a cabo las reacciones química, éstas dependen de distintos factores. Algunos de ellos como la temperatura y la concentración del reactivo, son de los más comunes, y afectan de manera importante la rapidez de una reacción. En esta práctica podremos apreciar cómo se ve afectada la velocidad de una reacción a través de diferentes temperatura y concentraciones. 2.Objetivos: 2.1 Determinar el efecto de la concentración y la temperatura en la velocidad de la reacción. 2.2 Observar la respuesta de un sistema en equilibrio Buscar en este sitio

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Equipo QuímicaExperimental 6Página principal

Práctica #12: Ley deVelocidad de unaReacciónPráctica #15:Electroquímica yReacciones RedoxPráctica #1: Normasde Seguridad yEquipo enLaboratorioPráctica #2: Manejode Material yTécnicas Básicas deLaboratorioPráctica #3:InvestigaciónCientíficaPráctica #4:Extracción,Sublimación yCristalización

Práctica #10:Conservación de laMateria, ReactivoLimitante, RendimientoTeórico yExperimentalPráctica #11: ReactivoLimitante, RendimientoTeórico y RendimientoRealPráctica #13:CINÉTICA YEQUILIBRIO QUÍMICOPráctica #14:Electroquímica yfenómeno decorrosiónPráctica #16:Propiedades de losalcoholes y síntesis dealdehídos y cetonasPráctica #17: PruebasGenerales paraLípidosPráctica #18:BiomoléculasPráctica #19:INTRODUCCIÓN AL

Práctica #13: CINÉTICA YEQUILIBRIO QUÍMICO

Práctica #13: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Grupo 6: Paulina Mendoza Rezza A01127555; CarlosAndrés Salgado Sviercovich A01323609; Gabriela delCarmen Alcántara Torres A01323418; Laura Andrea

Soto Flores A01323591

Laboratorio de Química Experimental (Q1014.1), 14:30 A 17:30. InstitutoTecnológico de Estudios Superiores de Monterrey Campus Puebla

Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas

Dr. Isaac Monroy

Mtro. Víctor Hugo Blanco Lozano

1. Introducción:

Para que se puedan llevar a cabo las reacciones química,éstas dependen de distintos factores. Algunos de elloscomo la temperatura y la concentración del reactivo,son de los más comunes, y afectan de maneraimportante la rapidez de una reacción. En esta prácticapodremos apreciar cómo se ve afectada la velocidad deuna reacción a través de diferentes temperatura yconcentraciones.

2.Objetivos:

2.1 Determinar el efecto de la concentración y latemperatura en la velocidad de la reacción.

2.2 Observar la respuesta de un sistema en equilibrio

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ANÁLISISCUALITATIVO YCUANTITATIVO.ANIONES, HUMEDADY CATIONES A LAFLAMA.Práctica #20:REACCIONES ÁCIDOBASE: TITULACIÓNDE UN ÁCIDO Y UNABASE FUERTEPráctica #21:TITULACIÓNPOTENCIOMETRICA YQUIMICA ANALITICAPráctica #22Espectofotometría deabsorción visible:Preparación de unespectro de absorcióny una curva estándarPráctica #23: ÚltimaPrácticaPráctica #5:Destilación porArrastre de VaporPráctica #6:Destilación simple yCromatografía enPapelPráctica #8: ÁcidosBases y Medidas dePHPráctica #9:Transformación de laMateria/ ReaccionesQuímicasMapa del sitio

ante cambios de concentración, volumen y temperatura.

2.3 Calcular la constante de equilibrio (ley de acción de masas) de una reacción química.

3. Marco Teórico:

Cinética química

La cinética química es un área de la fisicoquímica quese encarga del estudio de la rapidez de reacción, cómocambia bajo condiciones variables y qué eventosmoleculares se efectúan mediante la reacción general.La cinética química es un estudio puramente empírico yexperimental.

Cinética de reacciones

El objetivo de la cinética química es medir lasvelocidades de las reacciones químicas y encontrarecuaciones que relacionen la velocidad de una reaccióncon variables experimentales.

Se sabe de forma experimental que la velocidad de unareacción depende mayormente de la temperatura y lasconcentraciones de las especies involucradas en lareacción. En las reacciones simples sólo laconcentración de los reactivos afecta la velocidad dereacción pero en cuestiones más complejas la velocidadtambién puede depender de la concentración de uno omás productos. La presencia de un catalizador tambiénafecta la velocidad de reacción; en este caso puedeaumentar su velocidad. De los estudios de la velocidadde una reacción y su dependencia con todos estosfactores se puede saber mucho acerca de los pasos endetalle para convertir los reactivos a productos. Esto

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último es el mecanismo de reacción.

Las reacciones se pueden clasificar cinéticamente enhomogéneas y heterogéneas. Las primeras ocurren enuna fase y las segundas en más de una fase. La reacciónheterogénea depende del área de una superficie, porejemplo las de un catalizador sólido.

Velocidad de reacción

La rapidez (o velocidad) de reacción está conformadapor la rapidez de formación y la rapidez dedescomposición. Esta rapidez no es constante ydepende de varios factores como la concentración de losreactivos, la presencia de un catalizador, la temperaturade reacción y el estado físico de los reactivos. Uno de losfactores más importantes es la concentración de losreactivos. Cuanto más partículas existan en unvolumen, más colisiones hay entre las partículas porunidad de tiempo. Al principio la concentración dereactivos es mayor, también es mayor la probabilidad deque se den colisiones entre moléculas y la rapidez esmayor. A medida que la reacción avanza, al irdisminuyendo la concentración de los reactivos,disminuye la probabilidad de colisión y con ella larapidez de la reacción. La medida de la rapidez dereacción implica la medida de la concentración de unode los reactivos o productos a lo largo del tiempo, estoes, para medir la rapidez de una reacción necesitamosmedir ya sea la cantidad de reactivo que desaparece porunidad de tiempo, o bien la cantidad de producto queaparece por unidad de tiempo.

La rapidez de reacción se mide en unidades deconcentración/tiempo, esto es, en (mol/l)/s es decirmoles/(l*s).

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Para una reacción de la forma

2A+ B+ C+ D > E

La ley de la velocidad de formación es la siguiente:

Donde vR es la rapidez de reacción, ) la disminución de

la concentración del reactivo en el tiempo. Esta es larapidez media de la reacción, pues todas las moléculasnecesitan tiempos distintos para reaccionar.

La velocidad de aparición del producto es igual a larapidez de la desaparición del reactivo. De este modo, laley de la rapidez se puede escribir de la siguiente forma:

Este modelo necesita otras simplificaciones conrespecto a:

La activación química, es decir, “la concentraciónefectiva”.

La cantidad de los reactivos en proporción a la cantidadde los productos y del disolvente.

La temperatura

La energía de colisión

Presencia de catalizadores

La presión parcial de gases.

Orden de reacción

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Para cada reacción se puede formular una ecuación,ésta describe cuántas partículas del reactivo reaccionanentre sí, para formar una cantidad de partículas delproducto.

Para una reacción de la forma:

Esto significa, que dos partículas colisionan con unapartícula , una partícula y una partícula para formar elproducto .

Sin embargo, la probabilidad que cinco partículascolisionen y formen un producto intermedio es baja.Realmente, el producto intermedio es formado por unpar de partículas y éste colisiona con las demáspartículas y forma otros productos intermedios hastaformar el producto E. Por ejemplo:

La descomposición de la reacción principal en llamadasreacciones elementales y el análisis de éstas nosmuestra exactamente cómo ocurre esta reacción.

Por medio del método experimental o por premisas sepuede determinar la dependencia de la rapidez de lasreacciones elementales con las concentraciones de loscomponentes , y .

El orden de reacción está definido como la suma de losexponentes de las concentraciones en la ley de lavelocidad de la reacción. Éste es llamado también ordentotal de reacción, pues el orden depende del reactivoque se analice. El orden de las reacciones se determinaexperimentalmente.

Factores que afectan a la velocidad de lasreacciones

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Existen varios factores que afectan la rapidez de unareacción química: la concentración de los reactivos, latemperatura, la existencia de catalizadores y lasuperficie de contacto tanto de los reactivos como delcatalizador. Los catalizadores pueden aumentar odisminuir la velocidad de reacción.

Temperatura

Por norma general la rapidez de reacción aumenta conla temperatura porque al aumentarla incrementa laenergía cinética de las moléculas, éstas se mueven másrápido y chocan con mayor frecuencia y con másenergía. El comportamiento de la constante de rapidez ocoeficiente con respecto a la temperatura puede serdescrito a través de la ecuación de Arrhenius.

Donde:

: constante cinética (dependiente de latemperatura)

Factor pre exponencial o factor de frecuencia. Refleja lafrecuencia de las colisiones.

: energía de activación expresada en

contante universal de los gases su valor es

: temperatura absoluta

Al linealizarla se tiene que el logaritmo de la constate derapidez es inversamente proporcional a la temperaturacomo sigue:

Para un buen número de reacciones química la rapidez

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se duplica aproximadamente cada 10 gradoscentígrados.

La obtención de una ecuación que pueda emplearsepara predecir la dependencia de la rapidez de reaccióncon las concentraciones de reactivos es uno de losobjetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación,que es determinada de forma empírica recibe el nombrede ecuación de rapidez. De este modo si consideramosde nuevo hipotéticamente que la velocidad de reacción “” puede expresarse como , los términos entre corchetesserán las molaridades de los reactivos y los exponentesy coeficientes que, salvo en el caso de una etapaelemental no tienen por qué estar relacionados con elcoeficiente estequiométrico de cada uno de losreactivos. Lo valores de estos exponentes se conocencomo orden de reacción.

Presión

En una reacción química, si existen una mayor presión,la energía cinética de las partículas va a aumentar y lareacción se volverá más rápida al igual que en los gasesque el aumentar su presión aumenta también elmovimiento de sus partículas y, por tanto, la rapidez dereacción es mayor.

Luz

La luz es una forma de energía. Algunas reacciones, alser iluminadas, se producen más rápidamente, comoocurre en el caso de la reacción entre el cloro y elhidrógeno. En general, la luz arranca electrones dealgunos átomos formando iones, con lo que aumentaconsiderablemente la velocidad de reacción.

La ley de Arrhenius y la energía de activación

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Energía de activación

En 1988, el químico sueco Svante Arrhenius sugirióque las moléculas deben poseer una cantidad mínimade energía para reaccionar. Esa energía proviene de laenergía cinética de las moléculas que colisionan. Laenergía cinética sirve para originar las reacciones, perosi las moléculas se mueven muy lento, sólo rebotan alchocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Paraque reaccionen las moléculas, éstas deben de tener unaenergía cinética total que sea igual o mayor que ciertovalor mínimo de energía, llamada energía de activación(Ea). Para que se lleve a cabo la reacción es necesariotambién que las moléculas estén orientadascorrectamente. La constante de la velocidad de unareacción (k) depende también de la temperatura ya quela energía cinética depende de ella. La relación entre k yla temperatura está dada por la ecuación de Arrhenius:

O también, expresada en forma de logaritmo (Ley deArrhenius):

Equilibrio Químico

El equilibrio químico es el estado en el que lasactividades químicas de las concentraciones de losreactivos y productos no tienen ningún cambio neto enel tiempo. Normalmente éste sería el estado que seproduce cuando el proceso químico evoluciona haciaadelante en la misma proporción que su reaccióninversa. La velocidad de reacción de las reaccionesdirecta e inversa por lo general no son cero, sinembargo, son iguales, no hay cambios netos encualquiera de las concentraciones de los reactivos oproductos. Este proceso se denomina equilibrio

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dinámico. El concepto de equilibrio químico fuedesarrollado después de que Bertholle (1803)encontrase que algunas reacciones químicas sonreversibles. Para que una reacción, tal como: puedaestar en equilibrio, las velocidades de reacción directa einversa tiene que ser iguales. Esta ecuación química conflechas apuntando en ambas direccione es para indicarel equilibrio, A y B son las especies químicas quereaccionan, S y T son los productos y y τ son loscoeficientes estequiométricos de los reactivos y losproductos.

4. Materiales:

5. Procedimientos:

EXPERIMENTO #1:

De acuerdo a la reacción global que se llevará a cabo:

1. Se prepararán 3 diferentes experimentos, mezclando

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agua destilada, solución de vitamina C, solución deyodo, solución de peróxido de hidrógeno y una soluciónde almidón al 0.3%, los cuales describen a continuación.

2.El experimento 1 se realiza etiquetando dos matracesErlenmeyer de 250 ml, uno con A y otro B, los cualesdeberás preparar según la tabla siguiente:

Experimento 1

Experimento1

Agua(ml)

VitaminaC (ml)

Soluciónde I2(ml)

Volumentotal(ml)

Matraz A 62 4 4 70

Experimento1

Agua(ml)

Peróxido al3% (ml)

Almidónal 0.3%(ml)

Volumentotal (ml)

Matraz B 60 15 2 77

a) Mide con probeta 62 ml de agua y agrégala almatraz A, agrega después los 4 ml de solución devitamina C medida con una pipeta de 5 ml.

b) Mide con otra pipeta, los 4 ml de solución de I2 yagrégalos al matraz A. Nota: Es muy importante quecada sustancia tenga su propia pipeta o probeta,etiquétalos con un marcador y no los revuelvas.

c) Coloca el matraz A dentro de un vaso deprecipitado de 600 ml con 1/3 de agua atemperatura ambiente.

d) Coloca un termómetro de 110C dentro delmatraz A.

e) Coloca un agitador magnético dentro del matrazA y coloca el sistema sobre la mufla de agitación.

f) Realiza el mismo procedimiento para lassustancias del matraz B, midiéndolas en susrespectivas probetas y pipetas y colocando el matrazB en el vaso de 250 ml lleno con 1/3 de agua atemperatura ambiente El sistema del matraz B se

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temperatura ambiente El sistema del matraz B semuestra a continuación:

g) Asegúrate que ambos matraces A y B estén a lamisma temperatura y regístralas en tu hoja deresultados.

h) Una vez que los tengas listos, inicia la agitaciónmagnética del matraz A y pon en cero el cronómetro.

i) Agrega el matraz B al A al mismo tiempo quedejas correr el cronómetro.

j) Para el cronómetro cuando observes el cambio decolor. Registra el tiempo en tu hoja de resultados.Repite dos veces más el experimento cuidando quela temperatura inicial sea la misma. Registra tusresultados y calcula el tiempo promedio delexperimento.

EXPERIMENTO #2:

Experimento 2

Experimento2

Agua(ml)

Soluciónde

VitaminaC (ml)

Soluciónde I2(ml)

Volumentotal (ml)

Matraz A 62 4 4 70

Experimento Agua(ml)

Peróxido al3% (ml)

Almidónal 0.3%(ml)

Volumentotal (m)

Matraz B 60 15 2 77

a) Realiza exactamente el mismo procedimiento para elexperimento 2 que el seguido para el experimento 1,pero esta vez tendrás concentraciones diferentes en elmatraz A (0.0027 M de vitamina C). Una vez obtenidoel tiempo para el experimento 2, regístralo en tu hoja deresultados. Repite dos veces más el experimento 2 y

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obtén el tiempo promedio en el experimento 2.

3. A continuación calcula las velocidades iniciales decada experimento tomando en cuenta la siguienteaproximación.

Velocidad Inicial: [Vitamina C]o / t (reacción)

Donde el término t es el tiempo promedio que hasmedido en tus experiencias. Llena la tabla 2 deresultados y las preguntas que le siguen de tu hoja deresultados.

EXPERIMENTO #3:

1. Ahora vas a ejecutar de nuevo los pasos paradeterminar los tiempos de reacción del experimento 1pero controlando la temperatura en un baño María conhielo a una temperatura de 15 °C A este experimento lellamaremos experimento 3.

2. Limpia dos matraces Erlenmeyer de 250 ml (A y B) yvierte en su interior las cantidades descritas para elexperimento 1.

Experimento1

Agua(ml)

Soluciónde

VitaminaC (ml)

Soluciónde I2 (ml)

Volumentotal (ml)

Matraz A 62 4 4 70

Experimento Agua(ml)

Peróxidoal 3% (ml)

Almidón(ml) 0.3%

Volumentotal (m)

Matraz B 60 15 2 77

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3. Sumerge el matraz Erlenmeyer A en un vaso deprecipitado de 250 ml con agua y hielo, sumerge eltermómetro dentro del matraz A.

4. Realiza el mismo procedimiento con el matraz B.Introduce el termómetro en el baño hasta que latemperatura esté estable en ambos matraces (entre 15y 20 C). Anota el valor exacto en tu bitácora.

5. Repite el experimento 2 veces más

6. Los residuos de la reacción colócalos en el frascodetonado para ello.

7. Calcule la Ea de la reacción en tu hoja deresultados.

Nota: Bajo qué condiciones experimentales que hasadoptado se cumple:

EXPERIMENTO #4:

1. Se disponen y etiquetan en 4 tubos de ensayo, dos (Ay B) con 5 ml de dicromato de potasio 1M (naranja) yotros dos (C y D) con 5 ml de cromato de potasio(amarillo) 1M. Colocar los 4 tubos en una gradilla.

2. Uno de cada par (AyC) actuarán como testigo.Agregue sobre la solución amarilla (D) un ml de ácidosulfúrico concentrado (6N) y agita ligeramente. Anotesus observaciones en la hoja de resultados.

3. Agregue sobre (B) unas gotas de NaOH 6N y agiteligeramente. Anote sus observaciones.

4. De esta forma, y según describe el principio de Lechatelier, se intercambiarán de color y de producto dosde las cápsulas (B y D) frente a los testigos (A y C)

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5. Coloque los residuos en el recipientecorrespondiente.

6. Análisis de Datos:

7. Resultados:

Determinación del orden de reacción y la energía de activación

Tabla 1 de registro de datos

Experimento 1

Temperatura ambiental de matraces A y B _______22ºC_________

Registro de los tiempo obtenidos

Experimento Tiempo1(s)

Tiempo2(s)

Tiempo3(s)

t1Promedio(s)

NA NA 1:00

Experimento 2

Temperatura ambiente de matraces A y B _________22ºC__________

Registro de los tiempo obtenidos

Experimento Tiempo1(s)

Tiempo2(s)

Tiempo3(s)

t2Promedio(s)

NA NA 1:20

1. Tomando los experimentos 1 y 2 y suponiendo que obtener elorden de reacción para la vitamina C.

La ley de Arrhenius y la energía de activación

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Temperatura del experimento frío a baño María: 10 º C

Registra los tiempos obtenidos (Experimento 3):

Experimento Tiempo1(s)

Tiempo2(s)

Tiempo3(s)

T3Promedio(s)

45 s 1:40 s 17 min 6.3

Bajo las condiciones experimentales que has adoptado se cumple:

8. Evidencias Fotográficas:

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9. Cuestionario:

1. Defina los siguientes conceptos

a) Cinética Química: Es un área de la fisicoquímica que seencarga del estudio de la rapidez de reacción, cómo cambiala rapidez de reacción bajo condiciones variables y quéeventos moleculares se efectúan mediante la reaccióngeneral.

b) Velocidad de reacción: Se define como la cantidad desustancia que reacciona por unidad de tiempo.

c) Orden global de reacción: Es la suma de los exponentesa los que están elevadas las concentraciones de losreactivos en la ecuación de velocidad.

d) Equilibrio Químico: Es el estado en el que las actividadesquímicas o las concentraciones de los reactivos y losproductos no tienen ningún cambio neto en el tiempo.

2.Menciona 3 factores que afecten la velocidad de reacción

Temperatura, Naturaleza de los reactivos y concentración de losreactivos.

3.En un estudio cinético de la reacción:

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2SiO(g) + O2(g) →2SiO(g)

Se obtuvieron los siguiente datos para las velocidades iniciales dela reacción.

Noexperimento

Concentraciones inicialesM

Velocidadinicial m/s

SiO O2

Exp.1 0.0125 0.0253 0.0281

Exp.2 0.0250 0.0253 0.112

Exp.3 0.025 0.0506 0.0561

A) Obtenga la ley de la velocidad para esta reacción.

B) Obtenga la constante de velocidad para esta reacción

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4. La siguiente reacción hipotética A→𝑬+𝑪 esde primer orden, tiene un periodo de vida media de 123 minutos a 15grados C si se inicia con una concentración de 0.5 M de A,contesta lo siguiente:

A) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?

B) ¿Cuánto tiempo se requiere para que 0.5 M de A sedescomponga hasta que sólo quede el 20%?

10. Conclusión:

La rapidez o velocidad de una reacción sí se ve afectadapor la variación de la temperatura y concentraciones delos reactivos. En esta práctica pudimos ver que lavelocidad de reacción de la muestra fría (a 15ºC) fueexcesivamente lenta. Mientras que la rapidez dereacción de las otras soluciones (a temperaturaambiente) fueron mucho más rápidas. También

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pudimos ver cómo la concentración juega un papelimportante en este tema, ya que la muestra con mayorconcentración reaccionó más rápido que la de menorconcentración.

11. Bibliografía:

10.1 Raymond, CHANG. Química. 10a Edición, EditorialMc. Graw Hill. México D.F 2010.

10.2 Chang, Raymond (2002). Química. 7ª edición. McGraw Hill.

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