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LABORATORIO 4
UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA
FACULTAD DE INGENIERÍA GEOLÓGICA, MINERA Y METALÚRGICA
CURSO
:
FISICO - QUIMICA
TEMA
:
Laboratorio Nº 4
“Cinética de Reacción para el Cobre” PROFESOR
:
SECCION
:
INTE$RANTES :
Ing. Arturo Lobato Flor! "S# Mantari Pa!trana %a&i Lan'ro Man!illa Al(
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LABORATORIO 4
Li&a) %ulio 'l *++,
INTRODUCCIÓN INTRODUCCIÓN
Las velocidades de las reacciones químicas constituyen el campo de estudio de la cinética química, por experimentación se encuentra que la velocidad de una reacción depende de la temperatura, temperatura, la presión y las concentraciones concentraciones de las especies implicadas. implicadas. La presencia de un catalizador o inhibidor puede cambiar la velocidad en varias potencias de diez. A partir del estudio de la velocidad de una reacción y de su dependencia de todos estos factores, factores, se puede aprender mucho acerca de las etapas detalladas detalladas por medio de las que ya que los reactivos se convierten en productos. El cobre es el primer metal de cuyo uso por parte del hombre tenemos noticia. El cobre fue usado en diversos campos sólo, o en aleación con estao para formar bronce. !urante !urante mucho tiempo se le de"ó de lado hasta que la industria industria eléctrica eléctrica comenzó a usarlo debido a que es un excelente conductor y su precio es relativamente ba"o.
FUNDAMENTO TEORICO
Conceptos básicos de cinética química
El estu estudi dioo de una una reac reacci ción ón quím químic icaa pued puedee hace hacers rsee desd desdee el pu punt ntoo de vist vistaa termodin#mi termodin#mico co o desde el cinético. cinético. El estudio estudio termodin#mi termodin#mico co permite permite conocer la posición posición en la cual la reacción alcanzar# el equilibrio. $uantitativamente la posición de equilibrio viene definida por la constante de equilibrio, que representa el cociente de las actividades de productos y reaccionantes%
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LABORATORIO 4
A&'($&!
) * a$ x a! aA x a'
El valor de la constante es una indicación de la extensión en la que se producir# la reacción. +in embaro, no da ninuna información relacionada con la duración del proceso. Los criterios termodin#micos no incluyen la variable tiempo, puesto que sólo consideran la diferencia de propiedades del sistema entre los estados inicial y final y, por lo tanto, no se ocupan de la velocidad a la que tiene luar la reacción ni los estados intermedios por los que transcurre. !ebido a ésto, existen procesos termodin#micamente espont#neos que no se producen a velocidad apreciable o que lo hacen a velocidades muy pequeas. -n e"emplo es la formación de aua a temperatura ambiente a partir de la combustión de hidróeno% / & 01/ 2/ ( /2
34 * 5 067 )" 1 mol
A temperatura ambiente, este proceso pr#cticamente no tiene luar a pesar de que la variación de enería libre a /8 9$ es muy neativa. :ara que la reacción se produzca, el proceso debe acelerarse utilizando un catalizador ;tal como nero de platino< o bien iniciarse en al=n punto con una chispa que produzca un aumento de temperatura suficiente. :ara completar los conocimientos termodin#micos de los procesos químicos, la cinética química trata dos aspectos b#sicos% la descripción del mecanismo de reacción o con"unto de pasos y estados intermedios que se producen durante la reacción, y la formulación de una ley de elocidad que describa adecuadamente y en detalle la velocidad de la reacción.
Mecanismos de reacción
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LABORATORIO 4
!esde el punto de vista termodin#mico, en una reacción química, los reactivos constituyen el estado inicial y los productos el estado final. Al pasar del estado inicial al estado final, se produce un cambio de la enería libre. $uando el cambio es neativo se dice que la reacción es espont#nea y no existe nin=n impedimento termodin#mico para que la reacción se produzca, sin embaro este enfoque sólo tiene en cuenta las propiedades de reactivos y productos aislados, no incluye los posibles obst#culos que puedan existir durante la reacción. $onsideremos la siuiente reacción% A' & $ ( A & '$ La formación del nuevo enlace '5$ requiere que las moléculas de los reactivos A' y $ se acerquen a distancias lo suficientemente cortas para permitir un solapamiento eficaz de sus orbitales. +in embaro, la disminución de la distancia comporta un aumento de la repulsión entre las nubes electrónicas. :ara vencer la repulsión, las moléculas de los reactivos deben acercarse con suficiente enería cinética. :or encima de una determinada enería que permita el solapamiento eficaz, se empezar#n a formar los nuevos enlaces de los productos, a la vez que se debilitar#n los enlaces de los reactivos, form#ndose una especie interada por todas las moléculas de reactivos y en la cual unos enlaces se est#n rompiendo mientras otros se est#n formando. Esta especie se conoce como comple"o activado. >inalmente, se acabaran de romper los enlaces de los reactivos para conducir a la formación de los productos de la reacción. El proceso lobal se puede esquematizar en la forma% A' & $
(
A???'???$
(
A & '$
La fiura siuiente muestra la variación de la enería en función de la coordenada de reacción%
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LABORATORIO 4
:uesto que para formar el comple"o activado los reactivos deben vencer las fuerzas de repulsión, la enería del comple"o activado es m#s alta que las enerías de los reactivos y de los productos. La diferencia entre la enería de los reactivos y la del comple"o activado se denomina enería de activación, y puede considerarse como una barrera enerética que deben sobrepasar los reactivos para transformarse en productos. La reacción anterior se produce con la formación de un solo comple"o activado y superando una sola barrera de enería de activación. Este tipo de procesos se llama
reacciones elemen!ales. -na reacción puede transcurrir también mediante dos o m#s procesos elementales. En tal caso, diremos que la reacción es comple"a. El n=mero de moléculas que toman parte como reactivos en un proceso elemental se denomina
molec"laridad.
+e
conocen
reacciones
elementales
unimoleculares,
bimoleculares y trimoleculares, aunque estas =ltimas son muy escasas. La descomposición del ozono nos proporciona un buen e"emplo de reacción comple"a, con una etapa unimolecular y dos etapas bimoleculares% 2@
(
2@ & 2
2/ & 2 (
/ 2/
+umando las etapas elementales se obtiene la reacción lobal% / 2@
(
@ 2/
El con"unto de los procesos elementales de una reacción se denomina mecanismo de
reacción. Ec"ación de elocidad y orden de reacción La extensión en la cual ha proresado una reacción se conoce como rado de avance de la reacción, E , para reacciones a volumen constante puede definirse como%
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$i ;t< 5 $io
E*
r i En esta expresión $i ;t< es la concentración del componente i que hay en el tiempo t, $io la inicial y r i el coeficiente estequiométrico con su sino, positivo para productos y neativo para reactivos. El rado de avance es independiente de la especie que se mida, por ello la velocidad de reacción se puede definir como la variación del rado de avance con el tiempo% dE*
0 x d$i ;t<
dt
r i
dt
:or e"emplo, en la reacción trimolecular% A&/ '
@!
la velocidad se puede expresar convenientemente como% v * 5 d$A * 50d$' * 50d$!
dt
/dt
@ dt
La división por los coeficientes estequiométricos es necesaria para unificar el concepto de velocidad de reacción, haciéndolo independiente de la especie química considerada. Adem#s, aseura que la velocidad de reacción sea siempre positiva, tanto si se considera un reactivo como un producto. La expresión que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de los compuestos que toman parte en ella denomina ley de velocidad o ecuación de velocidad. En el caso de un proceso elemental, la velocidad es proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos. !os e"emplos son% A&' /A
:
:
v * B CAD C'D v * B CAD/
La constante de proporcionalidad B se conoce como constante de velocidad o cinética.
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LABORATORIO 4
:ara reacciones comple"as, la ecuación de velocidad no es tan sencilla, y depende del mecanismo de reacción. !e todas formas, para muchas reacciones la velocidad es proporcional a potencias de las concentraciones de los reactivos% v * B CAD n C'D m En la ecuación anterior, las potencias son los ordenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos. Así, n es el orden de reacción respecto a la especie A, y m es el orden de reacción respecto a la especie '. La suma de todos los ordenes de reacción, n & m & ..., se denomina orden lobal de la reacción. En los procesos elementales los ordenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos coinciden con los respectivos coeficientes estequiométricos y el orden lobal de la reacción coincide con su molecularidad. $omo e"emplo de reacción con una ley de velocidad sencilla se puede considerar la reacción de iodo con el hidróeno% / & /
/
En determinadas condiciones experimentales es un proceso elemental obernado por la ley de velocidad siuiente% v * B C/ D C/ D +e=n esto, esta reacción es de primer orden respecto al iodo y al hidróeno, y de seundo orden lobal. Adem#s, al tratarse de un proceso elemental =nico podemos afirmar que la molecularidad es dos y que la reacción es bimolecular. En cambio, la ecuación de velocidad para la reacción comple"a de descomposición del ozono es% v * B C2@ D / C2/ D -n orden de reacción no tiene por que ser un n=mero entero, sino que puede ser un n=mero fraccionario o incluso neativo. En estos casos, siempre se trata de reacciones comple"as. -n e"emplo es%
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LABORATORIO 4
'r / & / / 'r
v * B C/ D C'r / D @1/ C'r / D & BF C'rD
De!erminación e#$erimen!al de la ec"ación de elocidad $uando se aborda el estudio cinético de una reacción, el primer ob"etivo es establecer la ecuación de velocidad. Lo cual supone la determinación de los ordenes de reacción y de la constante de velocidad. Así, si se estudia una reacción de la forma% aA&b': como primera aproximación, podemos suponer una ley eneral del tipo% v * B CAD n C'D m :ara determinar los ordenes de reacción se puede hacer uso del método de las velocidades iniciales, el cual se basa en la medida de la velocidad inicial, vo, para a diversas mezclas de reacción en las que se mantienen constantes todas las concentraciones excepto una. En esas condiciones la velocidad aparece como una función de la =nica concentración variable y, por lo tanto, se puede determinar f#cilmente el orden de reacción respecto a dicha especie. Así, en la reacción anterior, para determinar n se mantendría constante la concentración de ' y se haría uso de la expresión% vo * BF CADon donde BF incluye el término constante de concentración de '. Gomando loaritmos resulta% lo vo * lo BF & n lo CAD o que es la ecuación de una recta. -na serie de experiencias realizada para diversas concentraciones iniciales de A nos permitir# obtener diversos puntos de la recta. El orden de reacción, n, es la pendiente de la recta, que puede obtenerse a"ustando por mínimos cuadrados. 8
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LABORATORIO 4
Experimentalmente, la determinación de la velocidad inicial se lleva a cabo tomando medidas de la concentración dentro de un intervalo de tiempo suficientemente pequeo al comienzo de la reacción. Así por e"emplo, si se toman una serie de medidas de la concentración de A a diferentes valores del tiempo t desde el instante inicial donde t * H, la velocidad inicial se puede calcular como% v o * 0 x CAD t 5 CAD o
a
t
Las series de medidas de vo permitir#n calcular el orden de reacción respecto a A. Las medidas de la concentración del reactivo se toman haciendo uso de un método analítico suficientemente sensible, r#pido y selectivo. -sualmente se emplea un método basado en la medida de una propiedad física proporcional a la concentración de la especie de interés, tal como la absorbancia, o el potencial de un electrodo selectivo. -na vez determinado el orden de la reacción respecto a una especie, se procede a determinar el orden respecto a otra y así sucesivamente. En el caso de reacciones comple"as es necesario estudiar el orden de reacción respecto a las concentraciones de los productos, puesto que en numerosas ocasiones también est#n incluidos en la ley de velocidad. $uando se conocen todos los ordenes se puede determinar la constante de velocidad de la forma% B*
vo CADon C'Dom
Alternativamente se puede a"ustar la recta% lo vo * lo B & lo ; CADon C'Dom < y obtener B de la ordenada en el orien.
In!e%ración de leyes de elocidad sencillas Reacciones de orden cero% En este caso la velocidad de formación del producto viene dada por una ecuación del tipo% 9
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LABORATORIO 4
d C:D * B dt
cuya interación conduce a% C:D * C:Do & B t y por tanto a una variación lineal de la concentración con el tiempo. Ieacciones de orden cero se encuentran frecuentemente en cat#lisis heteroénea, cuando la reacción se lleva a cabo sobre una superficie saturada de reactivo. J en reacciones catalizadas con suficiente exceso de substrato para saturar el catalizador.
Reacciones de $rimer orden% $orresponden a procesos elementales unimoleculares% A: La ley de velocidad es del tipo% dCAD * 5 B CAD dt La interación de esta ecuación conduce a una expresión loarítmica% ln CAD * 5 B t & ln CADo Iepresentando ln CAD frente al tiempo se obtiene una recta de pendiente iual a 5B y con ordenada en el orien iual a ln CADo. En procesos obernados por leyes de primer orden la concentración de reactivo, A, disminuye exponencialmente y, de manera simult#nea, la concentración de producto aumenta también exponencialmente% CAD * CADo e 5 B t C:D * CADo ;0 5 e 5 B t < 10
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-n concepto importante en cinética es el tiempo de vida media o período de semireacción. +e define como el tiempo necesario para que la concentración del reactivo se reduzca a la mitad. En el caso de una reacción de primer orden resulta% CADo 1 / * CADo e 5 B t01/ y por tanto, la vida media viene dada por% t01/ * ; ln /< 1 B Alunos e"emplos de reacciones de primer orden son%
•
La desinteración de un isótopo radiactivo% Ia In &
•
La isomerización del ciclopropano% ( $/ < @ $ @ 5 $*$ /
•
>inalmente, la descomposición del pentóxido de dinitróeno% / K/ 28 K2/ & 2/
Reacciones de se%"ndo orden% :ueden darse dos casos, dependiendo de que la ecuación de velocidad sea función de la concentración de un solo reactivo o de dos. El primer caso corresponde a una reacción elemental del tipo% /A: que podr# describirse mediante la ecuación de velocidad de seundo orden siuiente% dCAD * 5 B CAD / dt
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LABORATORIO 4
La interación de esta ley de velocidad conduce a% 0 1 CAD * B t & 0 1 CADo y por tanto, la representación de 01CAD frente al tiempo da luar a una recta de pendiente B y ordenada en el orien 01CADo. La concentración de A experimenta una variación hiperbólica con el tiempo% CAD * CADo 1 ;0 & CADo B t < El tiempo de vida media para este tipo de reacciones tiene la expresión% t 1/2 = 1 /( [A] o k )
El otro tipo de reacción de seundo orden viene representado por el proceso elemental% A&I: que esta obernado por la ecuación de velocidad% dCAD = 5 B CAD CID dt si llamamos x a la concentración de A que ha reaccionado en el tiempo t, la ley de velocidad interada ser#% 0 CIDo 5 CADo
CIDo ; CADo 5 x < ln = - k t CADo ; CIDo 5 x <
-n caso particular importante se encuentra cuando la concentración de uno de los reactivos es muy rande en comparación a la concentración del otro. En tal caso, la concentración del reactivo en exceso puede considerarse constante con el tiempo, por lo que la ley de velocidad quedar#% v * BF CAD es decir, la ecuación de velocidad se transforma en una ecuación de seudo5primer orden. Alunos e"emplos de reacciones de seundo orden son%
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LABORATORIO 4
•
!isociación del #cido iodhídrico% / / & /
•
+íntesis del #cido iodhídrico% / & / /
•
idrólisis de un éster% I$2/ IF & Ka2 I$2 / Ka & IF2
•
!imerización de hidrocarburos% 2 C 4 H 6 → C 8 H 12
Es!"dio de mecanismos com$le&os El mecanismo comple"o m#s sencillo es el formado por dos reacciones consecutivas de primer orden% B 0 A
B / '
$
Las ecuaciones de velocidad para las especies A y ' son% dCAD * 5 B 0 CAD dt dC'D * B 0 CAD 5 B / C'D dt La primera reacción est# obernada por una ley de primer orden% CAD * CADo e 5 B0 t La seunda reacción obedece a la ecuación diferencial siuiente% dC'D * B 0 CADo e 5 B0 t 5 B / C'D dt
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LABORATORIO 4
que indica que ' se forma a medida que A se destruye y, al mismo tiempo, ' se descompone siuiendo una reacción de primer orden. +i se considera que inicialmente C'Do * H y C$Do * H, la interación de la ecuación diferencial conduce a% C'D * CADo B 0; e 5 B0 t 5 e 5 B/ t < B / 5 B 0 y como C$D * CADo 5 CAD 5 C'D, resulta% C$D * CADo ; 0 5 B / e 5 B0 t & B 0 e 5 B/ t< B / 5 B 0
B / 5 B 0
A partir de esta expresión se puede deducir que si B 0 M M B / entonces% C$D * CADo ;0 5 e 5 B/ t < ualmente, si B / M M B 0 resulta% C$D * CADo ;0 5 e 5 B0 t < :odemos concluir que cuando uno de los procesos es claramente m#s lento que los otros se produce un efecto de Ncuello de botellaN, y la velocidad total de la reacción resulta controlada por este proceso. Esta etapa m#s lenta que controla la velocidad del proceso lobal, se llama e!a$a limi!an!e de la elocidad. -na situación de particular interés se encuentra cuando la especie intermedia ' es muy reactiva ;B / M M B 0<. En este caso, su velocidad de destrucción iualar# a la de formación, siendo su concentración muy pequea y adem#s, mientras la concentración de A se mantena relativamente alta se podr# suponer que la concentración de ' es constante con el tiempo. $uando estos requisitos se cumplen se dice que se ha alcanzado el es!ado
es!acionario. En este momento se tiene% dC'D * B 0 CAD 5 B / C'D * H dt de donde% 14
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LABORATORIO 4
C'D * B 0 CAD * B 0 CADo e 5 B0 t B /
B /
La concentración de $ con el tiempo aumentar# se=n la ley% C$D * CADo ;0 5 ; 0 & B 0 1 B / < e 5 B0 t que coincide aproximadamente con la ecuación oriinal no simplificada cuando se cumplen las dos condiciones necesarias para alcanzar el estado estacionario, esto es, que B / M M B 0 y que t M M 01B /. La primera condición aseura la presencia de un proceso muy r#pido en el cual el intermedio se destruya a medida que se forma, lo que mantiene su concentración constante. La seunda condición implica que se requiere un cierto tiempo durante el cual la concentración del intermedio aumenta desde cero hasta alcanzar la concentración estacionaria. Este tiempo se conoce como $er'odo de ind"cción. $uando se propone un mecanismo para una reacción comple"a, hay que comprobar que las reacciones elementales se combinan para dar la reacción lobal. En alunos casos existen sustancias que no aparecen en la reacción lobal pero si participan en la reacción como es$ecies in!ermedias. En el mecanismo siuiente% / K2/ K2@ & K2 K2@ & $2 K2/ & $2/ cuya reacción lobal es% K2/ & $2
K2 & $2/
La especie K2@ es un intermedio de la reacción. En alunos mecanismos comple"os aparecen etapas que son equilibrios r#pidos, este caso, puede suponerse que la velocidad de la reacción directa iuala a la de la reacción inversa con el fin de simplificar el estudio del mecanismo. -n e"emplo de como se puede hacer uso de estas simplificaciones lo constituye la reacción de descomposición del ozono, para la cual el mecanismo propuesto es%
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LABORATORIO 4
2@ ( 2/ & 2 2@ & 2 / 2/
(equilibrio rái!o) (et"" lent")
La velocidad de la reacción lobal estar# determinada por la velocidad de la etapa m#s lenta% v * B / C2@ D C2D En esta expresión aparece la concentración de un intermedio, nos interesa poner la velocidad en función de las concentraciones de los reactivos. $omo el equilibrio primero es r#pido podemos suponer que la velocidad de la reacción inversa es iual a la de la reacción directa% B 0 C2@ D * B 50 C2/ D C2D por lo tanto% C2D * B 0 C2@ D B 50 C2/ D sustituyendo podemos obtener la ecuación de la velocidad de la reacción lobal% v = B 0 B / C2@ D / = k C2@ D /
B 50 C2/ D
C2/ D
(elocidad de reacción y cons!an!e de e)"ili*rio En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos se mantienen constantes y, por tanto, sus derivadas respecto al tiempo ser#n cero. :or e"emplo, en el proceso elemental% K2 & $2/ K2/ & $2 en el equilibrio la velocidad ser#% v * B d CK2De C$2/ De 5 B i CK2/ De C$2De * H
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LABORATORIO 4
y por tanto% B d CK2De C$2/ De * B i CK2/ De C$2De por lo tanto, en el estado de equilibrio las velocidades de las reacciones directa e inversa se iualan. Esto se conoce como $rinci$io del e)"ili*rio de!allado, o también como
$rinci$io de reersi*ilidad microscó$ica. Este principio indica que en el equilibrio todos los procesos elementales est#n perfectamente balanceados con su reacción inversa, y que la velocidad del proceso directo iuala la velocidad del proceso inverso. El equilibrio es un estado din#mico, donde reactivos y productos se destruyen y es forman con la misma velocidad. !e la ecuación anterior se puede obtener% v = CK2/ De C$2De * B d CK2De C$2/ De
B i
que nos dice que la constante de equilibrio es iual al cociente entre las constantes de velocidad de las reacciones directa e inversa.
LI+TA DE MATERIALE+, a< Oateriales de Almacenamiento% 5
0 >rasco herméticamente cerrado ;para el $u electrolítico<.
5
0 'otella ;para la solución de K2@ <.
5
0 'idón ;para el /2 destilada<.
b< Oateriales de -so 4eneral% 5
0 Paso de precipitados.
5
8 Gubos de ensayo.
5
0 4radilla.
5
7 +ervilletas.
5
0 'aueta.
c< Oateriales de Oedición% 5
0 'ureta
5
0 :robeta
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LABORATORIO 4
5
0 Espectrofotómetro tipo Q+pectronic /H de 'ausch y LombR
5
0 'alanza
d
$u;s<
%
2btenido por electrólisis.
5
K2@;ac<
%
!iluido.
5
/2;l<
%
2btenida por destilación.
-ROCEDIMIENTO E.-ERIMENTAL,/ 0< :esamos una muestra de @ . de cobre electrolítico. /< Lo colocamos en un vaso de precipitados con 0HHml. !e /2. @< Oedimos 0/H ml. de K2@ ;0TK< en otro vaso de precipitados. < Ahora vertemos el K2@ en el vaso de precipitados que contiene el cobre y consideramos este momento como nuestro tiempo H;cero<. 8< nmediatamente procedemos a tomar muestras a diferentes intervalos de tiempo vertiendo el contenido en diferentes tubos de ensayo hasta que el cobre se disuelva por completo. T< Ahora utilizamos el >otoespectrómetro para hallar el UG de cada muestra obtenida. K2GA% 5Los pasos y 8 se pueden observar m#s claramente en el video incluido en el $! ad"unto.
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LABORATORIO 4
CALCULOS Y RESULTADOS.-
GEO:2 ;seundos<
UG
Absorbancia
07
66.H
U
H.0H/@V/6
@H
V/.H
U
H./6//67
@V
8.H
U
H.6/H7077
0
/V.8
U
H.V6877HH
8/
/T
U
H.V/87//
T
/@
U
H.V/0/T
V0
/H.8
U
H.700/T
VT
07.8
U
H.7@0/T
7
0/.8
U
H.7T0/T
6/
7.8
U
H.6/0/T
K2GA.5
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LABORATORIO 4
5Kotamos que esta disolución del cobre ocurre de manera muy r#pida por lo que no se pudo tomar muchos datos, esto se debe a que la cantidad de K2@ no esta muy diluida.
!el laboratorio W@ tenemos que% T8H n#
Ai
=
H.HHHV7C i
+
H.H//TV
Entonces tenemos que%
GEO:2 ;seundos<
Absorbancia
$oncentración
07
H.0H/@V/6
0H/.07@/0T@m1L
@H
H./6//67
@8.786/70m1L
@V 0 8/
H.6/H7077 H.V6877HH H.V/87//
0080.V/VT0m1L 660./676m1L 6H0.8H/V8Vm1L
T
H.V/0/T
768.T0HVT7m1L
V0
H.700/T
700.V/VT0m1L
VT
H.7@0/T
V60./676m1L
7
H.7T0/T
T70.8H/V8Vm1L
6/
H.6/0/T
T78.T0HVT7m1L
GRAFICA+,/
a< A'+2I'AK$A P+. $2K$EKGIA$XK
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FIGMM
LABORATORIO 4
b
21
FIGMM
LABORATORIO 4
22
FIGMM
LABORATORIO 4
CONCLU+IONE+ Y +e recomienda calibrar el colorímetro al 0HHU antes de empezar a traba"ar. Y El colorímetro debe estar a una lonitud de onda de T/Hnm. Y +e debe limpiar los tubos con las muestran antes de hacer la medición. Y Lueo de cada medición se debe comprobar que el colorímetro sia al 0HHU,con un tubo que contena aua destilada Y +e puede notar que la tendencia del rafico es una función exponencial correspondiendo a la parte teórica que nos expresa que la velocidad de la reacción varia en forma proporcional a la concentración. Y +e puede obtener la velocidad a partir del método colorímetro. Y !el cuadro de c#lculos podemos concluir que a mayor concentración menor ser# la trasmitancia. Y $alibrar en lo me"or posible el colorímetro para cada lectura debido a que el aparato es muy sensible. Y Los diferentes procedimientos realizados sirven para hallar el porcenta"e de un mineral en una muestra cualquiera dependiendo de los disolventes.
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LABORATORIO 4
BIBLIOGRAFIA
)EGZ. LA!EI, Z2K . OE+EI. >isicoquímica.
+!KEJ . APKEI. ntroducción a la metaluria física.
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