Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción

Indice

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:

= 0.1* 0.25 = 0.025 mol

g de Na2S2O3.5 H2O

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

“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%

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

_ 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.

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

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

CUESTIONES Y CÁLCULOS:

Reacción de orden 1 Ver gráficas.

Gráficas

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/

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