PRÀCTIQUES DE QUIMICA-FÍSICA

DETERMINACIÓ DE VELOCITATS DE REACCIÓ

Realitzada per: l E. Industrial

Data de la realització : 17-11-99

Companys de pràctiques :

Resum :

L'objectiu d'aquesta pràctica és determinar la relació existent entre la velositat de reacció i la temperatura de la reacció , mantenint la concentració constant ,i aixís poder explicar el comportament de Arrhenius .

El material utilitzat a la nostra pràctica és : un bas de precipitats de 100 ml, en que i preparem una disolució de tiosulfat a l'1%, escalfem aquesta solució fins aconseguir una temperatura estimada i despres afegim HCL i començarà la reacció , la reacció haurà finalitzat quan la disolució sigui totalment opaca .

I com podrem observar la temperatura està relacionada proporcionalment amb la k (constant cinètica de la velositat)

Introducció :

L'objectiu de la pràctica és determinar la velocitat de reacció a través de la temperatura.

Per contabilitzar la temperatura en que es troba la solució utilitzarem un termometre elèctric , i aquest ens donarà una gran fiabilitat .

Partirem d'una solució de tiosulfat a1% ( H2S2O3), al afegir àcid clorhídric obtindrem la seguent reacció :

S2O3 ² + 2 H+ H2O + SO2 + S

El sofre obtingut serà col.loidal i la seva aparació es retardarà

Passos que seguirem :

Teoria :

En aquesta pràctica farem servir el principi d'Arrhenius :

La velositat de reacció augmenta quan s'eleva la temperatura implica que la constant de velositat de la reacció ha augmentat .

Equació d'Arrhenius :

ln K = ln A -Ea/(RT)

La A ( factor de col.lisió ) i la Ea ( energia d'activació ) són constants que presenta cada reacció , R és la constant del gasos ( 8.314 J/(k.mol) i la T és la temperatura en ( K ).

A través de l'equació anterior obtenim l'equació en funció de K :

K = Ae(-Ea/RT)

Es pot comparar l'equació d'Arrhenius amb una equació d'una línia recta :

ln k = ln A -Ea/R x 1/T

Y = a + b x X

El pendent és negatiu i és l'energia d'activació dividit per la constant dels gasos

Referent a l'energia d'activació , s'ha de dir que per que la reacció es produeixi s'ha de superar l'energia d'activació ja que existeix un limit d'energia cinètica mínima que s'ha de superar .

Comportament dels àtoms :

Energia < Energia d'activació Energia > Energia d'activació

Pràctica :

El que ens demanen en aquesta pràctica :

1er representar graficament la variació de k amb la temperatura .

Taula de resultats :

Hauria de donar una gràfica exponencial que es correspondria amb l'equació d'Arrhenius :

K = Ae(-Ea / RT) que hauria de sortir una representació gràfica y = e(1/x)

Però podrem arribar a aproximar a que és una recta a través dels valors experimentals , i per tant la temperatura i la constant cinètica (k) són proporcionals.

Considererem una recta y = 1.56x -448

2on Ens demanen l'increment de temperatura que ens provoca un increment del 50 % de la velocitat de reacció , i el dobla la velocitat de reacció a varies

seccions diferents de la corba .

Com que tenim un comportament lineal de la temperatura i la constant cinetica , agafarem un punt de referència T = 298.2 K i una k = 12.5 1/s*10³ i voldrem que la velositat de reacció augmenti un 50% per tant k = 18.75 i ara trobarem la temperatura que hi ha en aquest punt T = 303.2 K ( si ho mirem a la gràfica veiem que és 308 K), per tant hi haurà hagut un increment de 1.670% si tenim en comte el valor de la taula ens dona un 3.28% .

Per tant si volem augmenta un 50% la velositat haurem d'augmentar un 3.28% la temperatura.

Tot i que el mètode usat per trobar aquest percentatge és una mica lent és del tot correcte i basat sobre els valors experimentals

3er Representar gràficament log k en funció de T

4rtRepresentar log k en funció de 1/T x 10³ i calcular l'energia d'activació de la reacció

Ara trobarem l'energia d'activació gràcies a al transformació de l'equació d'Arrhenius amb una equació d'una linea recta , com es pot veure :

ln k = ln A -Ea/R x 1/T

Y = a + b x X

Tindrem que el pendent b és l'energia d'activació i la constants dels gasos ideals i si coneixem l'equació a través dels valors experimentals i la seva representació en la gràfica anterior , ens dona un resultat :

Y = -5.303 X +20.26

• Nota : com que la constant cinètica k la em multiplicat per 1000 perque tingui un valor més significatiu , ara al calcular l'energia d'activació ens donarà amb KJ /ml

Ea = 5.303 x 8.314 = 44.089 Kj/ml

També trobarem la constant A que serà :

ln A = 20.26

I això implica que A = 629225338.9