Reacciones químicas

Fisicoquímica. Temperatura. Velocidad de reacción. Disoluciones. Energía de activación

  • Enviado por: Vane
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 11 páginas
publicidad

Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción

Indice

  • Objetivos.....................................................Pág.3

  • Fundamentos teóricos.............................Pág.3

  • Disoluciones..............................................Pág.5

  • Procedimiento experimental..................Pág.6

  • Serie 1

  • Serie 2

  • Tablas de datos

  • Cuestiones y Cálculos..............................Pág.7

  • Cuestiones 1, 2, 3, 4, 5 y 6.

  • Conclusión..............................................Pág.12

  • Bibliografía............................................Pág.13

  • OBJETIVOS:

    1. Analizar el efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción calculando la energía de activación a partir de medida de tiempos parciales de reacción.

    2. Calcular el orden de reacción respecto del agua oxigenada en la reacción:

    H2O2 + 2 HI  I2 + 2 H2O

    FUNDAMENTOS TEÓRICOS:

    La velocidad de una reacción aumenta con la temperatura mediante la siguiente relación empírica:

    k = A e-Ea/RT (Ec.Cinética de Arrhenius).

    Donde A es el factor de frecuencia, Ea la Energía de activación, k la constante de velocidad, T temperatura en grados kelvin y R la constante de los gases ideales.

    K T ; K' T '

    Aplicando logaritmos a la ecuación anterior obtenemos la siguiente expresión:

    Si disponemos de valores de k a dos temperaturas distintas T1 y T2 podemos calcular el cociente k1/k2 y por tanto la energía de activación de la reacción, Ea:

    Para calcular el cociente k/k' vamos a utilizar el concepto de tiempo parcial de reacción tð, que es el tiempo necesario para consumir una determinada cantidad de reactivo.

    Para una reacción de orden n:

    Si La ecuación integrada es:

    Si en dos experiencias (a T diferentes) partimos de las mismas concentraciones iniciales, el cociente de tiempos parciales vendrá dado por la división de dos ecuaciones como la siguiente:

    Así podemos calcular la Energía de Activación.

    La reacción escogida es la oxidación del ácido yodhídrico por el agua oxigenada en medio ácido (sulfúrico):

    H2O2 + 2 HI ! I2 + 2 H2O

    Se produce en presencia de un exceso de Na2S2O3 que va reduciendo el I2 a medida que se va formando.

    • constante a lo largo de la reacción.

    La ley de velocidad se pude expresar como : siendo

    Como tiempo de vida parcial, tomaremos el tiempo necesario para consumir una cantidad determinada de tiosulfato (2 mL), añadida a la reacción: tiempo necesario para producir una misma cantidad de yodo o consumir la misma cantidad de agua oxigenada.

    Utilizamos almidón como indicador de la presencia de I2: se forma un complejo color azul.

    Si añadimos (3mL) de Na2S2O3, el I2 pasa a I- (disolución incolora). Se volverá a colorear cuando se haya consumido todo el tiosulfato añadido. (Anotamos t en que se vuelve a colorear).

    En la práctica hacemos sucesivas aportaciones constantes (3mL) de tiosulfato y medimos el tiempo que tarda en aparecer el color azul del I2 con el almidón: t parcial de reacción.

    Adjuntamos diagrama de flujo resumen de la experiencia:

    DISOLUCIONES:

  • 250 mL de Na2S2O3.5 H2O 0.1 M. Peso molecular del tiosulfato: 248.19 g/mol

  • = 0.1* 0.25 = 0.025 mol

    g de Na2S2O3.5 H2O

    Guardar en frascos color topacio o al abrigo de la luz.

  • 100 mL de H2O2 de 2 volúmenes

  • “Volúmenes”: litros de oxígeno medidos en condiciones normales, que es capaz de producir un litro de disolución de agua oxigenada.

    La estequiometría de esta reacción indica que para producir 22.4 litros de oxígeno, es necesario tener 2 moles de agua oxigenada en un litro de disolución. Luego una disolución 2 M tiene una concentración en volúmenes de 22.4 Vol. Y tendrá disueltos 68 g/L.

    2V

    ρð ðððð g/mL

    Mf 2 H2O2

    Vf 2 mol/L 1 mol O2 L de O2

    Mi 30% H2O2 100 g 30 g de H2O2 x = 333 g

    Vi =1L

    ρð ðððð g/mL 1110 x

    ; ; de H2O2 30%

  • 30 mL de H2SO4 (10 mL Ácido concentrado sobre 20 mL de agua en la probeta).

  • 500 mL de KI del 0.1% en peso.(0.5 g en 500 mL de agua)

  • PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

    Se realizan 2 series, una a temperatura ambiente(20ºC) y otra a 8ºC. La presión ambiental es durante toda la experiencia 757.5 mmHg.

    Serie 1 : T = 8ºC = 281 K

  • Se introduce en el baño termostatado:

  • _ aforado de 25 mL con agua oxigenada de 2 Vol.

    _ probeta con 30 mL de la disolución de ác. Sulfúrico.

    _ Erlenmeyer de 1000 mL con la dis. De KI y el imán agitador que ponemos en marcha y no paramos durante toda la experiencia.

  • Se espera unos 10 minutos hasta alcanzar el equilibrio térmico. Añadimos al erlenmyer H2SO4 y unas 4 gotas de almidón.

  • Añadir al Erlenmeyer los 25 mL de la disolución de H2O2 y poner el cronómetro en marcha (no se para en toda la experiencia). Aparece un color azul en la disolución.

  • H2O2 + (IK + H+ + Almidón) Comienza la reacción.

  • Añadir enseguida 3 mL de la disolución de tiosulfato (desaparece el color azul, se consume el I2 formado)

  • Cuando el color azul aparece de nuevo se toma nota del tiempo t1 (sin parar el cronómetro) y se añaden rápidamente 3 mL de tiosulfato (desaparece el color azul).

    Se repite el proceso hasta completar 12 medidas de tiempos parciales.

    Serie 2 : T = 20ºC = 293 K

    El mismo procedimiento anterior en un baño a T = 20ºC. Se deben obtener 12 tiempos parciales que se relacionen exactamente con lo 12 anteriores (mismos volúmenes de tiosulfato añadido)

    TABLAS DE DATOS

    TEMPERATURA = 8ºC = 281 K

    TEMPERATURA = 20ºC = 293 K

    t(min)

    ðt (seg)

    V(S2O32-) (mL)

    t'(min)

    ðt' (seg)

    V'(S2O32-) (mL)

    0

    0

    0

    0

    0

    0

    0:04:30

    270

    3

    0:01:57

    117

    3

    0:07:49

    199

    3

    0:03:47

    110

    3

    0:12:25

    276

    3

    0:05:48

    121

    3

    0:17:13

    288

    3

    0:08:21

    153

    3

    0:22:00

    287

    3

    0:10:45

    144

    3

    0:26:50

    290

    3

    0:12:43

    118

    3

    0:32:40

    350

    3

    0:15:08

    145

    3

    0:38:50

    370

    3

    0:18:12

    184

    3

    0:45:19

    389

    3

    0:21:33

    201

    3

    0:51:30

    371

    3

    0:25:15

    222

    3

    1:00:35

    545

    3

    0:29:19

    244

    3

    0:33:44

    265

    3

    CUESTIONES Y CÁLCULOS:

    T = 8 + 273 k =

    281

    V(S2O32-) (mL)

    t(min)

    t(seg)

    ðt (s)

    0

    0

    0

    0

    3

    0:04:30

    270

    270

    3

    0:07:49

    469

    199

    3

    0:12:25

    745

    276

    3

    0:17:13

    1033

    288

    3

    0:22:00

    1320

    287

    ðt medio

    330,4545455

    3

    0:26:50

    1610

    290

    3

    0:32:40

    1960

    350

    3

    0:38:50

    2330

    370

    3

    0:45:19

    2719

    389

    3

    0:51:30

    3090

    371

    3

    1:00:35

    3635

    545

    T= 20 + 273 k =

    293

    V'(S2O32-) (mL)

    t'(min)

    t'(seg)

    ðt' (s)

    0

    0

    0

    0

    3

    0:01:57

    117

    117

    3

    0:03:47

    227

    110

    3

    0:05:48

    348

    121

    3

    0:08:21

    501

    153

    3

    0:10:45

    645

    144

    3

    0:12:43

    763

    118

    ðt' medio

    168,6666667

    3

    0:15:08

    908

    145

    3

    0:18:12

    1092

    184

    3

    0:21:33

    1293

    201

    3

    0:25:15

    1515

    222

    3

    0:29:19

    1759

    244

    3

    0:33:44

    2024

    265

    ðt medio

    = kap

    1,95921667

    ðt' medio

    k'ap

     

    ln (kap/k'ap) = (Ea/R)[1/T'-1/T]

     

    Ea = [R*ln(kap/k'ap)] / [1/T'-1/T]

    Ea =

    38359,38652

    Joules

    I ) Calcular K1/K2 a partir de la media aritmética de los cocientes de los tiempos parciales

    t1/t2 = K1/K2

    0

    2,307692308

    t1/t2 = K1/K2

    media

    1,809090909

    2,090506759

    2,280991736

    1,882352941

    Ea =

    42058,8544

    Joules

    1,993055556

    2,457627119

    2,413793103

    2,010869565

    1,935323383

    1,671171171

    2,233606557

    II) Calcular Ea a partir del valor individual del cociente (K1/K2)i que se obtiene del cociente

    de los tiempos parciales

    t1/t2 = K1/K2

    Ea

    0

    0

    2,307692308

    47696,39764

    1,809090909

    33812,44596

    2,280991736

    47032,62739

    1,882352941

    36076,67415

    Ea (media) =

    41648,1024

    Joules

    1,993055556

    39336,08441

    2,457627119

    51286,72711

    2,413793103

    50260,25335

    2,010869565

    39843,61132

    1,935323383

    37659,53535

    1,671171171

    29289,48908

    2,233606557

    45835,28096

    3) Calcular el orden de reacción respecto del agua oxigenada

    Cálculo de x

    T=281 k

     

     

     

     

     

     

    V(S2O32-)añadido (mL)

    Vtotal

    t(seg)

    [H2O2]

    ln[H2O2]

    1/[H2O2]

     

     

     

     

     

     

    0

    0,555

    0

    0,00804505

    -4,8226989

    124,300112

    0,003

    0,558

    270

    0,00773297

    -4,86226164

    129,316338

    0,003

    0,561

    469

    0,00769162

    -4,86762358

    130,011587

    0,003

    0,564

    745

    0,00765071

    -4,87295693

    130,706837

    0,003

    0,567

    1033

    0,00761023

    -4,87826198

    131,402086

    0,003

    0,57

    1320

    0,00757018

    -4,88353904

    132,097335

    0,003

    0,573

    1610

    0,00753054

    -4,88878839

    132,792584

    0,003

    0,576

    1960

    0,00749132

    -4,89401034

    133,487833

    0,003

    0,579

    2330

    0,0074525

    -4,89920515

    134,183082

    0,003

    0,582

    2719

    0,00741409

    -4,90437312

    134,878331

    0,003

    0,585

    3090

    0,00737607

    -4,90951452

    135,573581

    0,003

    0,588

    3635

    0,00733844

    -4,91462962

    136,26883

    T=293 k

     

     

     

     

     

     

    V(S2O32-)añadido (mL)

    Vtotal

    t'(seg)

    [H2O2]

    ln[H2O2]

    1/[H2O2]

     

     

     

     

     

     

    0

    0,555

    0

    0,00804505

    -4,8226989

    124,300112

    0,003

    0,558

    117

    0,00773297

    -4,86226164

    129,316338

    0,003

    0,561

    227

    0,00769162

    -4,86762358

    130,011587

    0,003

    0,564

    348

    0,00765071

    -4,87295693

    130,706837

    0,003

    0,567

    501

    0,00761023

    -4,87826198

    131,402086

    0,003

    0,57

    645

    0,00757018

    -4,88353904

    132,097335

    0,003

    0,573

    763

    0,00753054

    -4,88878839

    132,792584

    0,003

    0,576

    908

    0,00749132

    -4,89401034

    133,487833

    0,003

    0,579

    1092

    0,0074525

    -4,89920515

    134,183082

    0,003

    0,582

    1293

    0,00741409

    -4,90437312

    134,878331

    0,003

    0,585

    1515

    0,00737607

    -4,90951452

    135,573581

    0,003

    0,588

    1759

    0,00733844

    -4,91462962

    136,26883

    0,003

    0,591

    2024

    0,00730118

    -4,91971869

    136,964079

    Reacción de orden 1 Ver gráficas.

    Gráficas

    'Reacciones químicas'

    'Reacciones químicas'

    'Reacciones químicas'

    4) Comentar la gráfica obtenida al resolver la cuestión 3).

    La gráfica que describe esta reacción es la segunda, la cual corresponde a una cinética de orden 1. ambas gráficas presentan unas líneas de tendencia para cada serie muy parecidas (incluso con mayor r en la cinética de orden 2). Esto se debe a que en la experiencia hemos cogido medidas en un incremento de tiempo pequeño, cerca de t = 0. Ésto es equivalente a medir a grados de avance menor. Por ello las ecuaciones de orden uno y orden dos se hacen prácticamente iguales. No obstante, podemos observar que en la gráfica de orden 2 las series aparecen más curvadas que en la de orden 1. Por ello, nos decantamos por la gráfica correspondiente a la cinética de orden 1 para describir esta reacción.

    5) Demostrar la siguiente ecuación para una reacción de orden n.

    como

    6) Comparar el valor de (k1/k2) promedio obtenido a partir del cociente de tiempos parciales con el obtenido en la cuestión número 2.

    mediante cociente de tiempos parciales = 1.959

    de la cuestión 2... = 2.0905

    CONCLUSIÓN:

    Con esta práctica, queríamos ver como variaba la velocidad de reacción con la temperatura, además de calcular el orden de reacción. Este último, como hemos podido comprobar a partir de los resultados experimentales, es igual a 1. Esto concuerda con el resultado teórico. El método utilizado no es del todo idóneo ya que los resultados experimentales pueden ser confusos debido a su semejanza.

    En cuanto a la discusión de los resultados obtenidos, podemos observar que ambos valores de la Ea son muy parecidos, pese a que se aprecia una variación en la cifra debida al método empleado para obtener el resultado, como es la realización del promedio de los cocientes de tiempos de vida parciales; o el cálculo de Ea a partir del valor individual del cociente (K1/K2)i que se obtiene del cociente de los tiempos parciales.

    Así pues deducimos que el valor obtenido como resultado final para nuestra experiencia es acertado o, al menos, similar al teórico.

    Bibliografía

    • Físico Química. P.W. Atkins. Addison Wesley Iberoamericana. Wilmington, Delaware, 1986

    • Cuaderno de laboratorio de fundamentos de química física. Por Rosa Valero Molina.

    • http://www.google.es/

    11