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UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE FISICOQUÍMICA
LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA II PRÁCTICA N°14
TEMA
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H2O2
PROFESOR
Pantoja Portocarrero Andía, Freddy Saldaña Huamán, Nelly Sánchez Sánchez, Gino
A L UMNOS UMN OS HORARIO
14070047 14070053 14070156
Martes 13:00 – 16:00 horas
FECHA DE REALIZADO
31-05-16
FECHA DE ENTREGA
7-05-16
Ciudad Universitaria
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
TABLA DE CONTENIDO
.................................................................................................................................. 2 RESUMEN ...................................................................................................................................
I.
.................................................................................................................. 3 OBJETIVOS ...................................................................................................................
II.
............................................................................................ 4 PRINCIPIOS TEÓRICOS .............................................................................................
2.1- Velocidad de Reacción ............................................................................................... 4 2.2-Descomposición 2.2-Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno: ..................................... 4 ............................. 6 2.3- Variación de la velocidad de reacción con la temperatura: ..............................
III.
....................................................................... 7 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL ........................................................................
IV.
......................................................................................................................... 9 TABLAS ..........................................................................................................................
V.
................................................................................................................. 1 4 CÁLCULOS ..................................................................................................................
VI.
....................................................................................................... 20 CONCLUSIONES ........................................................................................................
VII.
CUESTIONARIO ......................................................................................................... 21
1
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
RESUMEN En la presente práctica, el objetivo fue determinar la velocidad de descomposición del H2O2, el orden de reacción, la constante de la velocidad de la reacción y la energía de activación, a las temperaturas de 34.4°C, y 24.4 °C. Para ello se usó el método gasométrico y basándonos en la Ley de Acción de las Masas, la cual expresa que: “La velocidad de una reacción química es proporcional a las concentraciones de las sustancias reaccionantes”; el procedimiento consistió en medir el volumen de agua desplazado con intervalos de tiempo de 30 segundos correspondiente ( ), y su valor infinito , trabajando con un termostato a 24.4°C, consiguiendo ; el mismo procedimiento realizamos para una temperatura de 34.4°C, obteniendo . Los datos obtenidos a 24.4°C y 34.4°C se encuentran en las Tablas 4.2 y 4.3, respectivamente.
= 9.8
= 12.3
Con los datos obtenidos, realizamos la gráfica , obteniendo una curva, de la cual, hallamos las pendientes tomando tiempos de referencias de 150, 300, 450 y 600 s en ambos casos, estas serán nuestras velocidades de reacción. Se obtuvieron velocidades de reacción de 0.0205, 0.0181, 0.00752 y 0.00575 mL/s a 24.4°C y de 0.0237, 0.0149, 0.00752, 0.00608 a 34.4°C
Posteriormente, graficaremos ; viendo que sus pendientes son 1.18 (T=24.4°C) y 0.971(T=34.4°C), estos nos indican que el orden de la reacción es 1.
∞ = 3.45×10− −
Luego, graficaremos (T=24.4°C) y
2.53×10− −
, siendo las contantes (T=34.4°C)
=
Finalmente hallaremos la energía de activación empleando la ecuación de Arrehnius y reemplazando los valores de las constantes de velocidad con sus respectivas temperaturas, siendo .
=5.63 /
Al comparar los resultados, concluimos que la velocidad de reacción varía de forma directamente proporcional con la temperatura; que el orden de reacción es independiente de la temperatura y que la presencia de un catalizador, acelera la velocidad de reacción.
2
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
I.
OBJETIVOS
El objetivo de la presente práctica determinar la velocidad de descomposición del H2O2, la constante de la velocidad de la reacción y la energía de activación, a las temperaturas de 34.4°C, y 24.4 °C
3
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
II.
PRINCIPIOS TEÓRICOS
2.1- Velocidad de Reacción Es el cambio de concentración de reactantes o de los productos en la unidad de tiempo. La velocidad de reacción es proporcional al producto de concentraciones de los reactantes elevadas cada una de ellas a coeficientes denominados órdenes parciales de reacción. La suma de órdenes parciales de una reacción determina el orden de la reacción (n).
= =
……… (a)
La velocidad de reacción varía con la concentración de los reactantes, temperatura, grado de subdivisión de los reactantes y la presencia de catalizadores.
2.2-Descomposición catalítica del peróxido de hidrógeno: El peróxido de hidrogeno es una molécula algo inestable que se descompone con producción de O2 en soluciones acuosas, espontáneamente y lentamente, según la ecuación:
⟶ +
Es un proceso denominado auto oxidación – reducción , ya que la mitad del oxígeno se reduce a O2- en el H2O y la otra mitad se oxida a O0 en el oxígeno molecular. En presencia de cationes, aniones, algunas sustancias orgánicas, así como también de una serie de sustancias sólidas, la descomposición del peróxido de hidrogeno se acelera considerablemente.
En la descomposición catalítica del se supone que la reacción transcurre con la formación de un producto intermediario peroxidado:
Donde:
+ ⇆ + ⟶ +
Keq: Constante de equilibrio para la formación de n complejo peroxidado.
4
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Kd: Constante de velocidad unimolecular de descomposición del complejo
= ……… (b) Si en la expresión del a constante de equilibrio se considera constante la concentración del agua y se incorpora en la constante y se expresa la concentración del catalizador en el equilibrio en función de la concentración inicial del catalizador .
= ………
Se obtiene:
= ……….
La velocidad de descomposición del complejo intermediario, entonces:
está dada por la descomposición del
= = ………
Despejando de la expresión de la constnte de equilibrio para la formación del complejo (Keq) y reemplazando en (1) se tiene :
= = + ………
≪ 1 ≫ 1
Según la Ec. (2) para , la velocidad de reacción será proporcional a siendo de segundo orden. Si , la velocidad será proporcional sólo a y el orden respecto a sera a 0.
Es decir que el orden de reacción con respecto al concentración de éste, desde CERO a DOS.
Considerando una reacción de primer orden con respecto al cinética correspondiente es:
, varía según la , la ecuación
……….. = ,
5
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Donde:
= ∞ = =ó ∞ = ó ∞ , = ……….
Luego la constante de velocidad se puede calcular mediante la Ec.
2.3- Variación de la velocidad de reacción con la temperatura: Existe una relación directa entre la constante de velocidad de reacción y la temperatura. Según Arrhenius existe una relación exponencial entre la constante de velocidad de reacción y la temperatura de la forma:
− = …………
= ……..
Si se integra la ecuación anterior considerando constante la energía de activación se obtiene:
= , [ ]………
Donde: K2 y k1: constante de velocidad a las temperaturas absolutas T1 y T2. R: Constante universal de los gases Ea: Energía de activación.
6
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
III.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
3.1. MATERIALES Y REACTIVOS: 3.1.1.
Materi ales :
- Pipetas de 1 mL y 10 mL. - Vaso de precipitado. - Bagueta - Equipo instalado tal como se muestra en la Figura N°3
3.1.2.
R eactivos :
- Agua destilada. - Solución de FeCl3 0.05 M - H2O2 al 1% en volumen
3.2. PROCEDIMIENTO: 3.2.1. E cuaci ón de Nerns t a) Colocar en el reactor 1, 1mL de solución catalizadora (FeCl3 + H 20) e introducirlo en el termostato a la temperatura indicada. b) Llenar el recipiente nivelador 3 y la bureta 2, con agua destilada y nivele el agua de la bureta, moviendo el vaso nivelador convenientemente. c) Después de 10 minutos de estar en el termostato, en el reactor verter 3 mL de H2O2, agitar la solución y cerrar con un tapón. Mantener la llave superior abierta durante 1 minuto y luego cerrarla. d) Después de 1 minuto, nivele el agua de la bureta y del vaso nivelador y realice la primera medición de volumen en la bureta. e) Después de transcurrido el tiempo indicado nivele el agua de la bureta y del vaso nivelador y realice la primera medición de volumen en la bureta, Continúe tomando mediciones de tiempo y volumen cada 2-5 minutos, hasta que la diferencia entre cada medición sea mínima. El intervalo de tiempo elegido dependerá de las condiciones de trabajo, (a temperaturas más elevadas los intervalos serán menores. f) Sumerja el reactor sin destapar, en un baño de agua en ebullición, donde se mantiene hasta la descomposición total del peróxido, la
7
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
cual se observa cuando en la bureta el nivel del agua permanece constante. Durante el calentamiento el vaso nivelador se mantiene en la posición más alta posible. g) Cambie el reactor (cerrado) a un baño de agua que se encuentra a la temperatura inicial de trabajo, manténgalo hasta observar que el nivel del agua en la bureta permanece constante; luego iguale las presiones nivelando con el recipiente indicador y mida el volumen final.
Figura 3.1
8
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
IV.
TABLAS
Tabla 4.1: Condiciones de laboratorio
25
756
95
Tabla 4.2: Datos experimentales de volúmenes de agua tomados cada 30 segundos y su respectivo volumen infinito a una temperatura de 24.4°C
Temperatura= 24.4 °C Tiempo (s)
Volumen (mL)
0
0 0.7 1.4
30 60 90 120 150
2 2.6 3.2
210
3.6 4.1
240
4.5
270
5 5.3 5.6 6 6.3 6.6
180
300 330 360 390 420 450 480 510 540 570 600 630 660 690 720
.
6.8 7.1 7.2 7.4 7.6 7.8 7.9 8 8.1 8.1
= .
9
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Tabla 4.3: Datos experimentales de volúmenes de agua tomados cada 30 segundos y su respectivo volumen infinito a una temperatura de 34.4°C
Temperatura = 34.4 °C Tiempo (s)
Volumen (mL)
0
0
30 60
0.9 1.8
90
2.7
120 150
3.6 4.3
180
4.9
210 240
5.6 6.2
270
6.8
300 330
7.2 7.7
360
8
390 420
8.4 8.7
450
9
480 510
9.2 9.5
540
9.7
570 600
9.9 10.1
630
10.3
660 690
10.4 10.5
720
10.5
.
= .
10
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Tabla 4.4: Datos de la diferencia entre volumen infinito y el volumen tomado cada 30 segundos y su respectivo logaritmo a la temperatura de 24.4°C
.
Tiempo (s)
= . log 9.8
0.991
30
9.1
0.959
60
8.4
0.924
90
7.8
0.892
120
7.2
0.857
150
6.6
0.820
180
6.2
0.792
210
5.7
0.756
240
5.3
0.724
270
4.8
0.681
300
4.5
0.653
330
4.2
0.623
360
3.8
0.580
390
3.5
0.544
420
3.2
0.505
450
3
0.477
480
2.7
0.431
510
2.6
0.415
540
2.4
0.380
570
2.2
0.342
600
2
0.301
630
1.9
0.279
660
1.8
0.255
690
1.7
0.230
720
1.7
0.230
0
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Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Tabla 4.5: Datos de la diferencia entre volumen infinito y el volumen tomado cada 30 segundos y su respectivo logaritmo a la temperatura de 34.4°C
.
= . log
Tiempo (s)
12.3
1.09
30
11.1
1.04
60
10.2
1.01
90
9.3
0.968
120
8.4
0.924
150
7.7
0.886
180
7.1
0.851
210
6.4
0.806
240
5.8
0.763
270
5.2
0.716
300
4.8
0.681
330
4.3
0.633
360
4
0.602
390
3.6
0.556
420
3.3
0.518
450
3
0.477
480
2.8
0.447
510
2.5
0.398
540
2.3
0.362
570
2.1
0.322
600
1.9
0.279
630
1.7
0.23
660
1.6
0.204
690
1.5
0.176
720
1.5
0.176
0
12
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
ln ln
Tabla 4.6: Datos para la gráfica 5.2.1 24.4°C
Tiempo (s) 150 300 450 600
-3.89 -4.01 -4.89 -5.16
Tabla 4.6: Datos para la gráfica 5.2.1 34.4°C
Tiempo (s) 150 300 450 600
a Temperatura
1.89 1.50 1.10 0.693
ln ln
-3.74 -4.21 -4.66 -5.10
a Temperatura
2.04 1.57 1.10 0.642
Tabla 4.7: Resultados de constantes de velocidad y Energía de activación
=.° − 2.53×10−
=.° 3.45×10−
5.63 Kcal/mol
13
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
V.
CÁLCULOS
5.1.
Grafique
Realizaremos las gráficas en Excel y en papel milimetrado. Gráficas en Excel.
G ráfico 5.1.1: V - V t vs Tiempo Temperatura = 24.4° C ∞
12 10 ) 8 L m ( t
6
∞
4
V V
2 0 0
100
200
300
400
500
600
700
800
Tiempo (s)
Al realizar la gráfica tomamos 4 puntos de tiempo: 150, 300, 450 y 600 s, calculamos pendientes en dichos puntos, los cuales serían nuestras velocidades de reacción para ciertos intervalos. A 150 segundos:
A 300 segundos:
A 450 segundos:
A 600 segundos:
−. =0.0205= = .− =0.0205 =0.0181= =0.0181 =0.00752= =0.00752 =0.00575= =0.00575
14
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
G ráfico 5.1.2: V - V t vs Tiempo Temperatura = 34.4° C ∞
14 12
) L10 m ( n 8 e m 6 u l o 4 V
2 0 0
100
200
300
400
500
600
700
800
Tiempo (s)
De la misma forma, para el gráfico 5.1.2, a temperatura = 34. 4°C. A 150 segundos:
A 300 segundos:
A 450 segundos:
A 600 segundos:
−. =0.0237= = .− = 0.0237 / =0.0149= = 0.0149 / =0.00942= = 0.00752 / =0.00575= = 0.00608 /
Análisis y discusión de gráfica:
El es equivalente a la concentración inicial, por ello conforme avanza el tiempo, ésta disminuye, pues se va consumiendo; mientras que V i , que es el volumen que se desplaza en la bureta conforme avanza el tiempo, es el oxígeno que se va formando. Por otro lado, las pendientes calculadas para ciertos intervalos serán nuestras velocidades de reacción, éstas se calcularon tomando como referencia los tiempos de 150, 300, 450 y 600s para luego guiarnos de estos mismos tiempos en las gráficas de Ln(Vrx) vs Ln (V ∞-V ) i (5.2.1 y 5.2.2)
15
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
5.2. G rafi car el log aritmo de la veloc idad de la reacción para diferentes intervalos de tiempo en función del logaritmo de la diferencia de los volúmenes de oxíg eno des prendido a cada tiempo. Empleando datos de la Tabla 4.6 y 4.7 realizaremos las gráficas. Gráficas en Excel
Gráfica 5.2.1: Ln(Vrx) vs Ln (V ∞-V ) i T=24.4°C 0 0
0.5
1
1.5
2
-1 ) -2 x r V ( -3 n L
y = 1.1761x - 6.0114
-4 -5 -6
Ln (V -Vi) ∞
Gráfica 5.2.2: Ln(Vrx) vs Ln (V∞-Vi) T = 34.4°C 0 0
0.5
1
1.5
2
2.5
-1 -2
) x r V ( -3 n L
-4 -5 -6
y = 0.9713x - 5.7271
Ln (V∞-Vi)
16
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
5.3.
A partir de los gráficos 5.1 y 5.2, hallar el orden de la reacción.
De la gráfica 5.2.1: La pendiente a temperatura de 24.4°C resulta 1.18, un valor cercano a 1, por tanto la reacción de descomposición del peróxido es de orden 1 De la gráfica 5.2.2: La pendiente a la temperatura de 34.4°C resulta 0.971, un valor cercano a 1, por tanto la reacción de descomposición del peróxido es de orden 1
5.4. Según el resultado obtenido en 5.3, halle las constantes de velocidad de la reacción. Como la reacción de catálisis resultó ser de primer orden, entonces se puede realizar la gráfica Log (V ∞-V ) i vs Tiempo
G ráfica 5.4.1: Log (V -V )i vs Tiempo T = 24.4° C ∞
1.2 1 ) 0.8 L m (
0.6 ) t V ∞ 0.4 V ( g o L 0.2 0 0
100
200
300
400
500
600
700
800
Tiempo (s)
Para una temperatura de 24.4°C, la pendiente resulta:
log = 2.3 =0.0011 =0.0011×2.3=2.53×10− − 17
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
G ráfica 5.4.2: Log ( − ) vs Tiempo Temperatura = 34.4° C ∞
1.2 1 )
−
0.8
∞
( g o L
0.6 0.4 0.2 0 0
100
200
300
400
500
600
700
800
Tiempo (s)
Para una temperatura de 34.4°C, la pendiente resulta:
log = 2.3 =0.0015 =0.0015×2.3=3.45×10− − 5.5.
Calcule la energía de activación de la reacción.
Para este cálculo se necesita conocer las constantes de velocidad a dos diferentes temperaturas, lo que se obtiene a partir de las gráficas 5.4.1 y 5.4.2. Entonces la energía de activación es igual:
K Ea T 2 T 1 Log 2 K 1 2.3 xR T 2 xT 1 Donde: K2 y K1: constantes de velocidad a temperaturas absolutas T 1 y T2. R : constante universal de los gases su valor es 1.987 cal/mol k. Ea : Energía de activación.
− 3.45×10 55297.55) log2.53×10− = 2.3 ×1.987⁄ (307. . 307.55×297.55 18
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
=5.63 /
19
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
VI.
CONCLUSIONES 6.1. Se concluye de esta práctica que la velocidad de reacción aumenta con la temperatura y esto se expresa en la constante de velocidad. De la gráfica y los cálculos realizados en 5.3 observamos que un aumento de 10°C en la temperatura lleva consigo el que la velocidad de reacción se haga mayor, esto se verifica en un aumento del valor de la constante cinética, el cual pasa de 24.4°C a
3.45×10−
2.53×10−
s-1 bajo la temperatura de
s-1 bajo una Temperatura de 34.4°C.
6.2. El orden de reación es independiente de la temperatura, esto se verifica en las gráficas Ln(Vrx) vs Ln(V), pues sus pendientes resultaron 1.18 (T=24.4°C) y 0.971 (T=24.4°C); valores aproximados a uno, con lo que el orden se mantiene en 1 a pesar de haber aumentado la temperatura en 10°.
6.3. El FeCl3 actúa como catalizador de la reacción, es decir, no reacciona con el peróxido de hidrógeno, solo acelera la reacción, disminuyendo la energía de activación de las mismas y por ende, aumentando la velocidad de reacción.
20
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
VII.
CUESTIONARIO
7.1. ¿ Cuándo s e dic e que las moléculas s e encuentran en es tado activado? ¿ Cómo influye la temperatura? El aumento de temperatura produce casi invariablemente un aumento significativo de velocidad de una reacción química. Las moléculas reaccionantes no solamente deben colisionar entre si, sino que también deben ser correctamente orientadas y chocar con suficiente energía, o sea estar activadas. El número de colisiones que son efectivas es mucho más pequeño y debe ser claramente diferenciado de las colisiones totales. Las moléculas que reaccionan están en un estado excepcional, uno de alta energía comparado con el promedio molecular. Las colisiones que causan reacciones entre dos o más moléculas, son pocas y solamente pueden ocurrir por colisiones de molécula de alta energía. Las moléculas que reaccionan se llaman moléculas activadas, y una colisión que causa reacción se llama una colisión de rica energía. La velocidad del aumento de la velocidad de reacción con la temperatura, consiste en que el aumento de temperatura favorece considerablemente el aumento de la fracción de moléculas que posee gran exceso de energía sobre el promedio, habiendo así un numero mayor de colisiones de moléculas que posee la necesaria energía de activación para que se efectué la reacción. Los conceptos de estado activado y energía de activación se han introducido para explicar el pequeño numero de colisiones fructíferos en las reacciones químicas. La reacción únicamente tiene lugar cuando las moléculas reaccionantes poseen una cantidad adicional de energía, por encima de las que poseen el promedio de las moléculas. Esta energía adicional se denomina energía de activación, y cuando unas moléculas la poseen, se dice que están en estado activado. Cuanto mayor es la energía de activación para una reacción, menor será el número de moléculas que la poseen y más lenta será la reacción a una temperatura determinada de otro lado, cuanto mayor es la temperatura, mayor será el número de moléculas en estado activado.
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Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
Figura 7.1: Perfil de energía potencial para una reacción exotérmica
7.2. ¿ Cuál es la funci ón de un catalizador en una reacción? Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción química sin consumirse, el catalizador puede reaccionar para formar un intermediario, pero se regenera en paso subsecuente de la reacción. La función de un catalizador es la de efectuar la reacción deseada con una menor energía de activación, lo que produce una reacción más rápida. Porque más moléculas alcanzan a poseer la cantidad de energía de activación necesaria para reaccionar.
22
Estudio de las velocidad de descomposición catalítica del H 2O2
7.3. E xplique el proces o de una auto catális is Cuando en un proceso se produce una sustancia capaz de actuar como catalizador sobre la reacción, se dice que esta es auto catalítica. Así ocurre en el desdoblamiento del acetato de etilo en etanol y ácido acético, que empieza por ser muy lenta, pero cuando se ha formado algo de ácido acético la rapidez aumenta, porque este ácido influye sobre la saponificación, por lo iones Hidronio que se forman con le solvente agua. Otro ejemplo es la valoración de ácido oxálico con permanganato sobre la solución caliente de ácido oxálico, transcurre un tiempo antes de que se decolore, sin embargo la segunda porción se decolora rápidamente, debido a las Sales manganosas que se han formado al consumirse la primera porción del permanganato, catalizan la reacción.
23
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