Pre-informe_ Fisicoquimica

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FISICOQUIMICA 
PRE-INFORMES COMPONENETE PRACTICO 
 
PRESENTADO A: Yineth Velázquez Figueroa 
 
 
PRESENTADO POR: DIEGO ARMANDO JIMENEZ BUELVAS 
 
 
Código: 1066729863 
 
 
Grupo: 201604_2 
 
 
UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA 
2023 
 
Practica No 1: Capacidad calorífica de un calorímetro y calor 
latente de fusión de hielo 
Marco Teórico 
 
Calorimetría 
La capacidad calorífica de un 
calorímetro: es la cantidad de calor 
que necesita absorber o ceder para 
variar su temperatura en una unidad. 
Se puede determinar mediante el 
método de las mezclas, que consiste en 
introducir una masa conocida de agua 
caliente en el calorímetro con agua fría 
y medir la temperatura final de 
equilibrio. 
El calor latente de fusión de hielo: 
es la cantidad de calor que necesita 
transferir una unidad de masa de hielo 
para pasar del estado sólido al líquido 
a la temperatura de fusión, que es 0°C 
a presión atmosférica. Se puede 
determinar mediante el método de las 
mezclas, introduciendo una masa 
conocida de hielo en el calorímetro con 
agua y aplicando la ley de conservación 
de la energía la ley de conservación de 
la energía 
Método de las mezclas: se basa en el 
principio de que el calor cedido por el 
agua caliente y el calorímetro es igual 
al calor ganado por el agua fría y el 
hielo, hasta alcanzar una temperatura 
común. Se debe tener en cuenta el 
calor específico del agua, que es la 
cantidad de calor que necesita una 
unidad de masa de agua para variar su 
temperatura en una unidad 
Sistema de adquisición de datos 
Pasco: permite registrar la 
temperatura del agua en función del 
tiempo mediante un sensor de 
temperatura conectado a una interfaz 
y un software. Esto facilita el análisis 
de los datos y el cálculo de los 
parámetros buscados 
Referencias bibliográficas 
Jiménez-Carballo, C. A. (2018). Calor y calorimetría. 
Atarés Huerta, L. M. (2011). Determinación del calor latente de 
fusión del hielo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Capacidad calorífica del 
calorímetro 
 
Preparar el calorímetro de tal manera que 
el extremo del agitador y del termómetro 
queden a unos dos centímetros del fondo. 
 
Calor latente de 
fusión del hielo. 
 
Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen 
depende del tamaño del calorímetro) de 
agua1 a temperatura ambiente. Tape y 
permita que ocurra el equilibrio térmico. 
Registre la temperatura inicial y el 
volumen exacto de agua 
Calentar en otro recipiente una 
porción de agua hasta una 
temperatura cercana a 40 °C. 
Registrar el valor exacto de la temperatura y 
adicione 50 o 100 mL (es importante adicionar 
el mismo volumen que agrego de agua en el 
punto b) de esta agua al calorímetro, tapando 
rápidamente para evitar la pérdida de calor. 
(Registrar el volumen del agua adicionada) 
Destapar el calorímetro, retire el agua y seque 
perfectamente todas las partes. 
 
Agitar y lea la temperatura cada 
10-15 segundos, durante 5 
minutos. 
 
Proceda a repetir el proceso desde el paso b 
al h, para obtener una réplica de los datos. 
 
Repita el proceso b al h por duplicado 
con una temperatura de 60 °C. 
 
Continúe leyendo la temperatura en función del tiempo 
hasta que ésta alcance un valor constante o presente un 
descenso regular durante 5 minutos. 
 
Calcular la capacidad calorífica del calorímetro y 
Graficar en el eje y, la capacidad calorífica del 
calorímetro, en el eje x, la temperatura de 
equilibrio de la mezcla. 
Preparar el calorímetro de tal manera 
que el extremo del agitador y del 
termómetro queden a unos dos 
centímetros del fondo 
 
Adicionar de 50 a 100 mL (el volumen 
depende del tamaño del calorímetro) de 
agua2 a temperatura de 30 °C. Tape y 
permita que ocurra el equilibrio térmico. 
Registre la temperatura inicial y el volumen 
exacto de agua. 
 
Agitar y lea la temperatura cada 10-
15 segundos, durante 5 minutos. 
Agregar al calorímetro una cantidad de hielo en trozos 
o en cubos (aproximadamente 40 g) procurando que 
estén lo más seco posible. Posteriormente, tapar 
rápidamente para evitar la pérdida de calor. 
 
Continúe leyendo la temperatura en 
función del tiempo hasta que ésta 
alcance un valor constante o presente 
un descenso regular durante 5 minutos 
Medir el volumen del agua total del 
agua en el equilibrio en una 
probeta, y con el valor de la 
temperatura determinar la masa 
total. 
 
Luego se determina la masa de hielo fundida con 
la resta de la masa total menos la masa del agua 
agregada en el ítem b. y Proceda a repetir el 
proceso desde el paso b al g, para obtener una 
réplica de los datos. 
 
Repetir el proceso b al h por duplicado con una 
temperatura de 40 °C. luego determinar el calor, 
entalpía, entropía y energía libre de Gibbs de 
fusión del hielo y promediar el valor del calor de 
fusión y comparar con el reportado en la 
literatura. 
 
PROCEDIMIENTO 
Practica No 2: Ley de Hess 
Marco Teórico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ley de Hess 
Definición: La ley de Hess se basa en 
que la entalpía es una función de 
estado, es decir, que su valor solo 
depende del estado inicial y final del 
sistema, y no del camino seguido para 
llegar de uno a otro. 
Fundamento de la ley de Hess: La 
ley de Hess establece que el cambio de 
entalpía de una reacción química es 
igual a la suma algebraica de los 
cambios de entalpía de las reacciones 
parciales que la componen la ley de 
conservación de la energía 
Método de la ley de Hess: La ley de 
Hess permite calcular el calor de 
reacción de forma indirecta, cuando no 
se puede medir directamente por 
calorimetría, usando las entalpías de 
formación o las entalpías de reacción 
de otras reacciones conocidas. 
Aplicaciones de la ley de Hess: La 
ley de Hess tiene muchas aplicaciones 
en química, como determinar la 
estabilidad relativa de los compuestos, 
predecir la espontaneidad de las 
reacciones, o estimar la energía 
almacenada en los combustibles. 
Referencias bibliográficas 
Pachón Rodríguez, W. R. (2014). Enseñanza y aprendizaje por 
investigación de conceptos de termo química (Ley de HESS). 
Márquez, M. A. V. LA LEY DE HESS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Calor de disolución del 
KOH(s) o NaOH(s) en agua. 
 
Calor de reacción para la 
producción de la sal 
acuosa a partir de base y 
ácidos diluidos 
Prepare el calorímetro de tal manera 
que el extremo del agitador y del 
termómetro queden a unos dos 
centímetros del fondo. Para esta 
práctica debe usar el mismo 
calorímetro usado en la practica 1. 
 
Adicione 100 mL (el volumen 
depende del tamaño del 
calorímetro) de agua3 a 
temperatura ambiente. Tape y 
permita que ocurra el equilibrio 
térmico. Registre la temperatura 
inicial y el volumen exacto de 
agua. 
. 
Agregar al calorímetro 4 g de KOH o 
NaOH (o el equivalente para obtener 
una solución 1M), teniendo el 
termómetro en el interior del 
calorímetro, Agite y lea la 
temperatura cada 10-15 segundos, 
durante 5 minutos 
 
Prepare el calorímetro de tal 
manera que el extremo del agitador 
y del termómetro queden a unos 
dos centímetros del fondo 
 
Determinar el calor, 
entalpía, entropía y energía 
libre de Gibbs de la 
reacción. 
. 
Determinar el calor, entalpía, 
entropía y energía libre de Gibbs 
de la disolución de la base. 
 
Agite y lea la temperatura 
cada 10-15 segundos, 
durante 5 minutos. 
 
Adicionar de 50 a 100 mL (el 
volumen depende del tamaño del 
calorímetro) de HNO3 1 M o algún 
otro acido en el calorímetro. Tape y 
permita que ocurra el equilibrio 
térmico. Registre la temperatura 
inicial. 
Agite y lea la temperatura cada 
10-15 segundos, durante 5 
minutos. 
 
Adicione al calorímetro 4 g de KOH 
o NaOH (el equivalente para 
preparar una solución 1 M), 
teniendo el termómetroen el 
interior del calorímetro 
 
Agite y lea la temperatura cada 
10-15 segundos, durante 5 
minutos y Registrar la 
temperatura máxima alcanzada. 
 
PROCEDIMIENTO 
Prepare el calorímetro de tal 
manera que el extremo del 
agitador y del termómetro 
queden a unos dos centímetros 
del fondo 
 
Adicione de 50 a 100 mL (el 
volumen depende del tamaño 
del calorímetro) de HNO3 1 M o 
algún otro acido en el 
calorímetro. Tape y permita que 
ocurra el equilibrio térmico. 
Registre la temperatura inicial. 
 
Calor de reacción para la 
producción de la sal 
acuosa. 
Colocar de 100 mL KOH o 
NaOH el 1 M en un vaso de 
precipitados. Registre la 
temperatura inicial. Las 
soluciones del ácido y la base 
deben tener una temperatura 
similar. 
 
Agregar la solución de KOH o 
NaOH en el calorímetro. 
 
Agite y lea la temperatura 
cada 10-15 segundos, 
durante 5 minutos. 
 
Agite y lea la temperatura 
cada 10-15 segundos, 
durante 5 minutos y 
registrar la máxima 
alcanzada 
 
Determinar el calor, entalpía, 
entropía y energía libre de 
Gibbs de la reacción. 
 
Repetir las partes I, II y III, para 
obtener una réplica de los datos. 
Determine la entalpia de reacción 
teórica en cada parte y compare 
con los datos experimentales. 
Practica No 3: Equilibrio líquido-vapor en un sistema 
Binario 
Marco Teórico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilibrio químico 
Definición: El equilibrio líquido-vapor 
es una condición en la que una fase 
líquida y una fase vapor coexisten en 
contacto, sin que haya cambios en sus 
propiedades macroscópicas. A nivel 
microscópico, las moléculas de ambas 
fases se mueven constantemente 
entre ellas, pero la concentración 
global del líquido y el vapor 
permanece constante. 
Sistemas Binarios: Los sistemas 
binarios son aquellos que están 
compuestos por dos componentes, es 
decir, dos sustancias químicas 
diferentes que pueden formar una 
mezcla. Para describir el estado de un 
sistema binario se necesitan tres 
variables intensivas e independientes, 
como la presión, la temperatura y la 
fracción molar de uno de los 
componentes 
Interpretación de los diagramas de 
equilibrio líquido-vapor: Los 
diagramas de equilibrio líquido-vapor 
son gráficas que muestran la relación 
entre la presión y la composición de un 
componente en la fase líquida y en la 
fase vapor, para un sistema binario a 
una temperatura constante. Estos 
diagramas permiten conocer las 
condiciones de equilibrio entre las fases 
y el tipo de mezcla que se forma. 
Las mezclas azeotrópicas: son 
aquellas que tienen un 
comportamiento no ideal, es decir, 
que no siguen la ley de Raoult, que 
establece que la presión parcial de 
cada componente en el vapor es 
proporcional a su fracción molar en el 
líquido. 
Referencias bibliográficas 
Sandoval Martínez, M. I., Muñoz Navarro, S. F., & 
Martinez Jiménez, H. J. (2020). Estimación del equilibrio 
líquido-vapor del sistema binario acetona-cloroformo 
mediante el modelo termodinámico de Van Laar y Peng 
Robinson. Revista Ion, 33(2), 49-60. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elaboración de curva de 
calibración: índice de 
refracción vs composición o 
densidad vs composición. 
Preparar por pesada las mezclas que se 
indican en la tabla 1 y enváselas en 
recipientes de vidrio con tapa hermética. 
Con el fin de evitar la evaporación de los 
componentes, abrir los recipientes 
solamente el tiempo necesario y trabajar 
siempre a una temperatura baja. 
Se construye una gráfica de 
composición en fracción molar 
(eje x) vs el índice de refracción 
o densidad (eje y). Esta grafica 
servirá para indicar la 
composición del residuo y 
destilado en cada mezcla. 
Mida el índice de refracción de los 
líquidos puros y de las mezclas 
preparadas. La temperatura de las 
mezclas y los líquidos puros debe ser 
la misma en el momento de efectuar 
la medición. Si en el laboratorio no se 
cuenta con refractómetro se miden 
las mezclas con un picnómetro de 5 
mL, previamente calibrado con agua 
destilada. Con la utilización del 
picnómetro se reporta la densidad de 
la mezcla. 
Coloque en el balón 50 mL de la primera mezcla. 
Verifique que las uniones no tengan escapes y que 
el agua de refrigeración esté abierta. 
PROCEDIMIENTO 
Prepare un montaje tal como 
se muestra en la figura 1 
Determinación de la 
temperatura de ebullición 
en función de la 
composición. 
Preparar mezclas binarias que contengan 0, 20, 
40, 60, 80 y 100 % v/v de uno de los 
componentes. La mezcla debe ser la misma que se 
eligió en la parte I. 
Caliente suavemente hasta que el sistema 
llegue al equilibrio; esto es, que ocurra una 
ebullición regular y la temperatura del líquido 
sea constante. 
Una vez alcanzado el equilibrio, registre las temperaturas de la 
primera gota y la última gota que cumple el volumen solicitado. 
Posteriormente, tome muestras pequeñas del líquido y del vapor 
condensado (máximo 6 mL del destilado), las cuales deben ser 
envasadas rápidamente en frascos de vidrio con cierre hermético. 
Permita que las muestras tomadas de líquido y vapor se 
aclimaten y mida el índice de refracción o la densidad. 
Asegure que la temperatura de estas muestras es la misma 
a la cual se efectuaron las medidas para la elaboración de la 
curva de calibración 
Se repite la secuencia anterior para todas las mezclas del ítem 
b, no es necesario lavar el material de vidrio después de la 
determinación de la temperatura de ebullición, se puede dejar 
que se evapore el líquido adherido a la pared de matraz antes 
de agregar otra disolución. 
Interpole en la curva elaborada, los 
valores de índice de refracción o 
densidad de las muestras de líquido y 
vapor condensado para hallar su 
composición. 
 
Practica No 4: Diagrama de solubilidad del sistema liquido 
ternario 
Marco Teórico 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Diagrama de solubilidad del sistema 
liquido ternario. 
Definición: Un diagrama de 
solubilidad muestra las 
concentraciones de los componentes 
de una mezcla que forman una sola 
fase o dos fases líquidas a una 
temperatura determinada. Un sistema 
líquido ternario tiene tres 
componentes, como agua, tolueno y 
ácido acético 
Representación: Para representar un 
sistema líquido ternario, se usa un 
diagrama triangular, donde cada 
vértice corresponde al 100% de un 
componente y cada lado representa 
una mezcla binaria. Un punto dentro 
del triángulo indica la composición de 
una mezcla ternaria 
Curva de solubilidad y región 
bifásica: La curva de solubilidad es la 
línea que separa la región monofásica 
de la región bifásica en el diagrama. 
Esta curva depende de la temperatura 
y muestra las concentraciones 
mínimas de cada componente para 
formar una sola fase líquida. 
Determinación de la composición 
de cada fase: Para determinar la 
composición de cada fase en un 
sistema bifásico, se traza una línea de 
unión que pasa por el punto que 
representa la mezcla. Esta línea corta 
a la curva de solubilidad en dos 
puntos, cuyas coordenadas 
corresponden a las fracciones molares 
de cada fase 
Referencias bibliográficas 
Obradors, F. T. (1982). Predicción del comportamiento de 
sistemas ternarios de solubilidad líquido/líquido (Doctoral 
dissertation, Universitat Politècnica de Catalunya (UPC)). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Determinación de la curva 
de solubilidad. 
Determinación de las 
rectas de reparto 
Dispónganse tres buretas con ácido acético, 
triclorometano o acetato de etilo y agua. 
Lea el dato de densidad de cada sustancia 
y anótelos. 
 
Prepare cinco matraces y séquelos 
completamente. Vierta sobre los matraces 
(utilizando las buretas), 1.0, 2.5, 3.5, 5.0, 7.5 
y 9.0 mL de triclorometano o acetato de etilo, 
respectivamentey añada posteriormente, 
ácido acético glacial hasta completar 10 mL 
en cada muestra. 
Realice los cálculos pertinentes para obtener el 
número de gramos de cada componente en la 
mezcla turbia. Los cálculos del cambio mL a 
gramos se debe reportar en la tabla 2. 
En el matraz que contiene 1.0 mL de 
triclorometano o acetato de etilo 
añada agua destilada gota a gota 
desde la bureta correspondiente, 
agitando durante todo el proceso 
hasta que la solución homogénea se 
vuelva turbia de modo permanente. 
Con la masa anterior calcule el porcentaje en 
masa de cada componente en la mezcla. Los 
datos se reportan en la tabla 3. 
Empleando las buretas como antes, prepare 
exactamente en dos embudos de decantación 
limpios y secos, dos mezclas con los 
volúmenes indicados en la siguiente tabla. 
Tape ambos embudos, agítelos durante 
unos 15 minutos y déjelos reposar otros 15 
minutos. 
Pese exactamente cuatro Erlenmeyer y 
numérelos. Estos recipientes deben utilizarse 
para cada separada en los embudos de 
decantación. 
Separe las capas en dos matraces, operando del siguiente 
modo. Abra la llave del embudo y vierta el contenido de la 
capa inferior, teniendo cuidado de cerrar la llave antes de 
acceder a la interface. Deseche la región inmediatamente 
anterior y posterior a la interface. Añada la fase superior 
sobre un segundo Erlenmeyer. 
Vuelva a enrasar la bureta de agua y 
proceda de forma análoga con las 
muestras restantes, anotando los 
volúmenes de agua consumidos. 
Anote el volumen de agua añadido en 
la tabla 1 
Realice los cálculos pertinentes para obtener el 
número de gramos de ácido acético en cada capa, 
así como los porcentajes en peso de este 
componente. 
PROCEDIMIENTO 
Repita los pasos de e a g, para 
tener reproducibilidad de los datos 
Valore el ácido de cada muestra con la 
solución de NaOH 1N usando 
fenolftaleína como indicador. Anote el 
volumen de hidróxido gastado. 
Calcule por diferencia los pesos de 
estos volúmenes y registre los 
datos. 
Lleve unos 3 mL de cada capa a un 
Erlenmeyer (previamente tarado y 
numerado) y vuelva a pesar. 
Con los datos obtenidos en la tabla anterior, 
represente en el diagrama triangular los puntos 
de la curva solubilidad. Tenga en cuenta para la 
construcción el diagrama reportado en el anexo 
de la guía. 
Variación de la concentración de peróxido de hidrogeno o yoduro de potasio, con 
cantidad de ácido (60 mL) y tiosulfato constante (20 mL). 
8. Repetir los pasos 3 a 7, son los valores de la siguiente tabla: 
Experimento Masa KI (g) 
V agua 
para KI 
(mL) 
V peróxido 
(mL) 
V agua 
agregada al 
final (mL) 
V total de 
la solución 
reactiva 
Tiempo de 
reacción 
(seg) 
1 10 20 50 0 150 42 
2 20 20 50 150 300 40 
3 40 20 50 450 600 36 
4 10 20 50 0 150 43 
5 10 20 100 100 300 39 
6 10 20 200 300 600 38 
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad, ¿Qué puede concluir de los resultados?, 
¿Qué compuesto afecta más la reacción química? 
El primer paso es determinar la concentración de HCL, para ello aplicamos la siguiente formula 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟𝑖𝑑𝑎𝑑 ∗𝑉𝐻𝐶𝐿
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛
 
Reemplazamos: 
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 =
1𝑀 ∗ 60𝑚𝑙
150𝑚𝑙
= 0,4𝑀 
Obteniendo así todos los ítems de las concentraciones utilizadas en la siguiente tabla 
Tiempo(SEG) Vsolución Tiempo (MIN) Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,35667494 1,4 
40 300 0,67 0,2 -0,40546511 1,5 
36 600 0,60 0,1 -0,51082562 1,7 
43 150 0,72 0,4 -0,33314445 1,4 
39 300 0,65 0,2 -0,43078292 1,5 
38 600 0,63 0,1 -0,4567584 1,6 
Diagrama de dispersión usando los datos de Tiempo en minutos y la concentración del ácido 
(HCL) 
 
 
 
Tiempo(SEG) Vsolución Tiempo (MIN) Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,35667494 1,4 
40 300 0,67 0,2 -0,40546511 1,5 
36 600 0,60 0,1 -0,51082562 1,7 
43 150 0,72 0,4 -0,33314445 1,4 
39 300 0,65 0,2 -0,43078292 1,5 
38 600 0,63 0,1 -0,4567584 1,6 
Diagrama de dispersión usando los datos de Tiempo en minutos y el logaritmo del Tiempo en 
minutos 
 
y = 3x - 1,75
R² = 0,8929
0,0
0,1
0,1
0,2
0,2
0,3
0,3
0,4
0,4
0,5
0,58 0,60 0,62 0,64 0,66 0,68 0,70 0,72 0,74
C
o
n
ce
n
tr
ac
io
n
 d
e 
H
C
L
Tiempo (Min)
Orden 0
y = -1,5185x - 1,4195
R² = 0,9992
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,58 0,60 0,62 0,64 0,66 0,68 0,70 0,72 0,74
LN
 d
e 
H
C
L
Tiempo (Min)
Orden 1
Tiempo(SEG) Vsolución Tiempo (MIN) Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,35667494 1,4 
40 300 0,67 0,2 -0,40546511 1,5 
36 600 0,60 0,1 -0,51082562 1,7 
43 150 0,72 0,4 -0,33314445 1,4 
39 300 0,65 0,2 -0,43078292 1,5 
38 600 0,63 0,1 -0,4567584 1,6 
Diagrama de dispersión usando los datos de Tiempo en minutos y el menos logaritmo del 
Tiempo en minutos 
 
Para determinar el orden de la reacción debemos analizar en los diagramas de dispersión obtenidos 
en cada caso en cada caso el que presente el R2 más cercano a uno nos indica cual es el orden dicha 
reacción, en este caso podemos ver que el R2 del diagrama m=1 es 0,9992 indicando así que nuestra 
reacción es de Orden 1 y la constante de velocidad la tomamos del valor de “y” que es igual a 
-1,5185 según la normativa eso nos dice que –(-1,5185) por lo tanto la constante de velocidad seria 
1,5186 
Orden de la reacción = 1 
Contante de velocidad = 1,5185 
¿Qué puede concluir de los resultados? 
El valor del coeficiente de determinación (R2) más cercano a 1 en el diagrama m=1 indica que la 
reacción es de orden 1. Este es un indicador importante que respalda la conclusión de que la 
velocidad de la reacción depende de la concentración de un reactante a la primera potencia, el valor 
específico de la constante de velocidad (1,5185) proporciona información sobre la rapidez con la 
que ocurre la reacción 
 
 
y = 198,7x - 122,14
R² = 0,2681
0,00
5,00
10,00
15,00
20,00
25,00
30,00
35,00
0,68 0,69 0,70 0,71 0,72 0,73 0,74 0,75 0,76
1
/L
N
Tiempo(MIN)
Orden 2
¿Qué compuesto afecta más la reacción química? 
En resumen, la masa de KI y el volumen de agua agregada al final son los compuestos que más 
afectan la reacción química 
Variación de la cantidad de ácido. (20ml) 
9. Repetir los experimentos de la tabla 8, cambiando el volumen de agua por el volumen 
de ácido. 
Experimento Masa KI (g) 
V agua 
para KI 
(mL) 
V peróxido 
(mL) 
V de ácido 
agregado al 
final (mL) 
V total de 
la solución 
reactiva 
Tiempo de 
reacción 
(seg) 
1 10 60 50 0 150 41 
2 20 60 50 150 300 43 
3 40 60 50 450 600 45 
4 10 60 50 0 150 41 
5 10 60 100 100 300 42 
6 10 60 200 300 600 41 
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad, ¿Qué puede concluir de los resultados?, 
¿La cantidad de ácido afecta la reacción química?, ¿el ácido que papel cumple en la reacción 
química? 
T/SEG HCL T/MIN Concentración LN 1/LN 
41 150 0,68 0,133 -2,01490302 7,5 
43 300 0,72 0,067 -2,7080502 15,0 
45 600 0,75 0,033 -3,40119738 30,0 
41 150 0,68 0,133 -2,01490302 7,5 
42 300 0,70 0,067 -2,7080502 15,0 
41 600 0,68 0,033 -3,40119738 30,0 
Orden 0 
 
y = -0,987x + 0,7714
R² = 0,3349
0,0
0,0
0,0
0,1
0,1
0,1
0,1
0,1
0,68 0,69 0,70 0,71 0,72 0,73 0,74 0,75 0,76
Tí
tu
lo
 d
el
 e
je
Título del eje
Orden 0
Orden 1 
 
Orden 2 
 
 
El orden de la reacción se determinó igual que en el ejercicio anterior usando el R2 más cercano a 1, 
para este caso lo obtuvimos el mayor R2 en la gráfica de orden 0, entonces tenemos que el orden de 
la reacción es 0 y la constante de velocidad es igual menos la pendiente, quedaría así: 
 
Orden de la reacción = 0 
Contante de velocidad = 0,987 
¿Qué puede concluir de los resultados? 
y = -12,963x + 6,4019
R² = 0,3117
-4
-3,5
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,68 0,69 0,70 0,71 0,72 0,73 0,74 0,75 0,76
Orden 1
y = 198,7x - 122,14
R² = 0,2681
0,0
5,0
10,0
15,0
20,0
25,0
30,0
35,0
0,68 0,69 0,70 0,71 0,72 0,73 0,74 0,75 0,76
1
/L
NH
C
L
Tiempo (MIN)
Orden 2
Esto implica que, según el modelo de regresión, la constante de velocidad de la reacción disminuye 
en alrededor de 0,987 unidades por cada unidad de cambio en la variable independiente. 
¿La cantidad de ácido afecta la reacción química? 
𝑛𝐻𝐶𝐿 = (1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
) ∗
20𝑚𝑙
1000𝑚𝑙/𝐿
 
𝑛𝐻𝐶𝐿 = 0,02𝑚𝑜𝑙 
la cantidad de moles de ácido es igual a la cantidad de moles de peróxido de hidrógeno en la 
ecuación química. Por lo tanto, la cantidad de ácido que afecta la reacción química es 0,02 mol 
¿El ácido que papel cumple en la reacción química? 
En este contexto, el ácido clorhídrico actúa como un ácido catalítico, facilitando la reacción y 
asegurando que haya suficientes iones hidrógeno disponibles para llevar a cabo la oxidación-
reducción entre el peróxido de hidrógeno y los iones yoduro. 
Variación de la cantidad de tiosulfato. 
10. Repetir los experimentos de la tabla 8, agregando 0.25 g en el experimento 1 y 4, 0.75 g 
en el experimento 2 y 5, 1.5 g en el experimento 3 y 6. 
Experimento Masa KI (g) 
V agua 
para KI 
(mL) 
V peróxido 
(mL) 
V de agua 
agregada al 
final (mL) 
V total de 
la solución 
reactiva 
Tiempo de 
reacción 
(seg) 
1 10 20 50 0 150 42 
2 20 20 50 150 300 43 
3 40 20 50 450 600 152 
4 10 20 50 0 150 42 
5 10 20 100 100 300 90 
6 10 20 200 300 600 254 
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad, ¿Qué puede concluir de los 
resultados?, ¿La cantidad de tiosulfato afecta la reacción química?, ¿el tiosulfato de sodio que 
papel cumple en la reacción química? 
Determinamos la concentración del ácido HCL, que en este caso es igual a la del punto 8, 
pero cambia el tiempo de reacción para este ejercicio 
T/SEG HCL T/MIN Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
43 300 0,72 0,2 -1,60943791 5,0 
152 600 2,53 0,1 -2,30258509 10,0 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
90 300 1,50 0,2 -1,60943791 5,0 
254 600 4,23 0,1 -2,30258509 10,0 
Procedemos a graficar en Orden 0 
 
 
T/SEG HCL T/MIN Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
43 300 0,72 0,2 -1,60943791 5,0 
152 600 2,53 0,1 -2,30258509 10,0 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
90 300 1,50 0,2 -1,60943791 5,0 
254 600 4,23 0,1 -2,30258509 10,0 
 
Orden 1 
 
 
y = -0,0734x + 0,3604
R² = 0,5845
0,0
0,1
0,1
0,2
0,2
0,3
0,3
0,4
0,4
0,5
0,00 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50 3,00 3,50 4,00 4,50
C
o
n
ce
n
tr
ac
io
n
 H
C
L
T/MIN
Orden 0
y = -0,3678x - 0,9729
R² = 0,7119
-3
-2,5
-2
-1,5
-1
-0,5
0
0,00 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50 3,00 3,50 4,00 4,50
LN
/C
o
n
ce
tr
ac
io
n
 H
C
L
Tiempo (MIN)
Orden 1
T/SEG HCL T/MIN Concentración LN 1/LN 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
43 300 0,72 0,2 -1,60943791 5,0 
152 600 2,53 0,1 -2,30258509 10,0 
42 150 0,70 0,4 -0,91629073 2,5 
90 300 1,50 0,2 -1,60943791 5,0 
254 600 4,23 0,1 -2,30258509 10,0 
Orden 2 
 
Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad 
El orden de la reacción está determinado por el R2 siendo el que esté más cercano a 1 el que 
nos indica el orden de dicha reacción, para este caso como podemos ver en la gráfica de Tiempo 
vs el inverso de Logaritmo natural de la concentración el R2 = 0,7967 es el que mejor cumple 
esta condición por lo tanto nuestra reacción es de Orden 2 
Orden de la reacción = 2 
Constante K = 2,1437 
¿Qué puede concluir de los resultados? 
Se puede concluir que la reacción es de segundo orden con respecto al reactante, ya que la 
ecuación con m=2 tiene el mejor ajuste (R2). La constante de velocidad (k) para esta reacción es 
2,1437 
¿La cantidad de tiosulfato afecta la reacción química? 
No significativamente 
¿el tiosulfato de sodio que papel cumple en la reacción química? 
El tiosulfato de sodio cumple el papel de agente reductor para reducir el yodo formado durante 
la oxidación del ion yoduro por el peróxido de hidrógeno. 
y = 2,1437x + 2,1235
R² = 0,7967
0,0
2,0
4,0
6,0
8,0
10,0
12,0
0,00 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50 3,00 3,50 4,00 4,50
1
/L
N
Tiempo (MIN)
Orden 2