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Guía de Trabajos Prácticos 
Fisicoquímica – Ingeniería Química 
 
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TRABAJO PRÁCTICO: 
Cinética Química 
 
OBJETIVO 
 
 Determinar la cinética de reacción para el cobre, en la reacción de cobre con 
ácido nítrico. 
 
 Adquirir experiencia en el uso del espectrofotómetro y la medición de la 
trasmitancia. 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
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, la presión y las concentraciones de las especies 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, se puede aprender mucho acerca de las etapas 
detalladas por medio de las que ya que los reactivos se convierten en productos. 
El estudio de una reacción química puede hacerse desde el punto de vista 
termodinámico o desde el cinético. El estudio termodinámico permite conocer el estado 
en la cual la reacción alcanzará el equilibrio. Cuantitativamente el equilibrio viene 
definido por su constante, que representa el cociente de las actividades de productos y 
reactivos: 
 
𝐴 + 𝐵 ⟷ 𝐶 + 𝐷 𝐾 = 
𝑎𝐶 ∙ 𝑎𝐷
𝑎𝐴 ∙ 𝑎𝐵
 
 
El valor de la constante es un indicativo de la extensión en la que se producirá la 
reacción. Sin embargo, no da ninguna información relacionada con la duración del 
proceso. Los criterios termodinámicos 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 lugar la reacción ni los estados 
intermedios por los que transcurre. Debido a esto, existen procesos 
termodinámicamente espontáneos que no se producen a velocidad apreciable o que lo 
hacen a velocidades muy pequeñas, por ejemplo, la formación de agua a partir de sus 
componentes: 
 
𝐻2 + 
1
2
𝑂2 ⟷ 𝐻2𝑂 ∆𝐺 = −198 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
 
 
 
 
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La reacción redox sin considerar los procesos intermedios posibles, sería: 
REDUCC: 4HNO3 + 2e- = 2NO2 + 2H2O + 2NO3 - 
OXIDAC: Cu - 2e = Cu2+ 
______________________________________________ 
 4HNO3 +Cu = Cu(NO3)2 + NO2 (gas) + 2H2O 
Si construimos la tabla estequiométrica para un tiempo t=0 y un tiempo t=t tendremos: 
t = 0 
cao 
cco = 0 
 
t = t 
ca = cao (1 - Xa) 
cc = cao* Xa 
 
donde los subíndices representan: 
a: Cobre 
c: Nitrato de Cobre 
 
Considerando que un reactivo (HNO3) está en exceso, la expresión de velocidad para esta 
reacción será: 
(1)
n
a
a ck 
dt
dc1
ra 
a
 
donde, 
-ra es la velocidad de reacción con respecto a “a”. 
k es la constante de velocidad. 
N es el orden de reacción respecto de a 
 
MÉTODO DIFERENCIAL 
Aquí partimos directamente de la ecuación diferencial 
n
a
a ck 
dt
dc
 
Aplicamos logaritmo a la ecuación diferencial para linealizarla 
 
a
a c lognklog
dt
dc
log 





 
 
Graficando log(-dCa/dt) vs log(t), la curva representa una recta donde el orden de la 
reacción (n) será la pendiente de dicha recta. El antilogaritmo de la ordenada al origen permite 
calcular la constante cinética k. 
 
MÉTODO INTEGRAL 
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Suponiendo orden de reacción e integrando la ecuación diferencial obtenemos distintos 
modelos que representan el comportamiento cinético de las reacciones. 
 
Reacciones de Orden Cero 
k
0
a
a ck 
dt
dc
 
 
Graficando Ca vs t, la curva debe ser una recta cuya pendiente es k, la constante cinética. 
 
Reacciones de Primer Orden 
 
 
Integrando con los extremos de integración t=0 y Ca=Ca0 y t=t y Ca=Cat 
k t
C
C
log
a
a0 







 
Se debe comprobar el modelo graficando log(Ca0/Ca) vs t y analizar el grado de correlación entre 
los datos experimentales y el modelo. 
 
Reacciones de Segundo Orden 
2
a
a ck 
dt
dc
 
Integrando con los extremos de integración t=0 y Ca=Ca0 y t=t y Ca=Cat 
k t
11
0

aa CC
 
Se debe comprobar el modelo graficando 1/Ca0-1/Ca) vs t y analizar el grado de correlación entre 
los datos experimentales y el modelo. 
 
 
 
TÉCNICA OPERATORIA 
 
 Pesar 4g de Cu y colocarlo en un vaso de precipitados de 250ml. 
 Agregar 50ml de agua destilada. 
 Verter rápidamente en el vaso 100ml de HNO3 10N y comenzar a contar el 
tiempo. 
 Ir tomando alícuotas de 10ml aproximadamente en tubos de ensayo, a diferentes 
intervalos de tiempo (ver cuadro). 
 Leer la absorbancia de los diferentes tubos en el espectrofotómetro. A una 
longitud de onda de 620nm. 
 Empleando la curva de calibración calcular las concentraciones. Con los datos de 
tiempo y concentración determinar la velocidad de la reacción. 
 
 
 
 
1
a
a ck 
dt
dc

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CONSIDERACIONES DE SEGURIDAD 
 
Dado que se emplea ácido nítrico concentrado debe respetar todas las medidas 
de seguridad para la manipulación de ácidos. 
La reacción genera gases pardos de dióxido de nitrógeno, sustancia tóxica e 
irritante. 
 
Tiempos en minutos para la toma de la alícuota: 
 
10N 
1−1:15−1:30−1:45−2−2:15−2:30−2:45−3 
 
 
 
Alícuotas a diferentes tiempos de reacción crecientes. 
 
 
 
 
CÁLCULOS 
 
Las concentraciones de cada tiempo se calculan a partir de la curva de calibración 
provista por la cátedra. 
Empleando el método diferencial e integral calcular el orden de reacción y la 
constante cinética.